Подгруппа хрома

Подгруппа хрома

  В 1797 французский химик Л. Н. Воклен открыл в сибирской

  красной свинцовой руде новый элемент хром и в 1798 году

  получил его в свободном состоянии.

В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил название «сибирский красный свинец», PbCrO 4 . 

Происхождение названия

    Название элемент получил от греч. χρῶμα — цвет, краска — из-за разнообразия окраски своих соединений.

Хром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %). Основные соединения хрома — хромистый железняк (хромит) FeO·Cr2O3. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO4.​

Плотность 7,19 г/см 3 ;

  t плавления   1890°С; 

  t кипения       2480°С.

     В свободном виде — голубовато-  белый металл.​

    Хром (с примесями) является одним из самых твердых металлов.​

    Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке, пластичен.​

   Устойчив на воздухе. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома (III) Cr2O3.​

Положение хрома в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома.

период

группа

порядковый номер

Cr

VI B

4

4

24

+24

металл

2 s 2 2 p 6

4 s 1

3 d 5

1 s 2

3 s 2 3 p 6

1

13

2

8

валентные электроны

Cr 0 ─ 2e → Cr +2

Cr 0 ─ 3e → Cr +3

Cr 0 ─ 6e → Cr +6

Получение

Из хромистого железняка Fe(CrO 2 ) 2 (хромита железа) получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом):

FeO· Cr 2 O 3 + 4C → Fe + 2 Cr + 4CO↑

Феррохром  — сплав железа и хрома (около 60% ),

основные примеси – углерод (до5%) кремний (до 8%), сера (до 0,05 %),

фосфор (до 0,05 %).

Феррохром применяют для производства легированных

сталей.

Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:

1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе:

4Fe(CrO 2 ) 2 + 8Na 2 CO 3 + 7O 2 → 8Na 2 CrO 4 + 2Fe 2 O 3 + 8CO 2 ↑

2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа;

3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат;

4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата углём:

Na 2 Cr 2 O 7 + 2C → Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 + CO↑

5) с помощью алюминотермии получают металлический хром:

Cr 2 O 3 + 2Al → Al 2 O 3 + 2 Cr + 130 ккал

С помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты. При этом на катодах совершаются в основном 3 процесса:

1) восстановление шестивалентного хрома до трехвалентного с переходом его в раствор;

2) разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода;

3) разряд ионов, содержащих шестивалентный хром с осаждением металлического хрома;

Cr 2 O 7 2− + 14Н + + 12е − = 2 Cr + 7H 2 O

Катод-это отрицательно заряженный электрод -он обозначается K(-)

Анод – это положительно заряженный электрод- он обозначается A(+)

Электролиз-это совокупность окислительно-восстановительных процессов,протекающих при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита с погруженными в него электродами.

2 Cl -

CuCL 2

Cu 2+

+

Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение, т.е. катионы движутся к катоду ,а анионы движутся к аноду

При электролизе за счет электрической энергии протекают химические реакции :восстановление

на катоде и окисление на аноде

I. В расплаве электролита присутствуют только ионы, образовавшиеся при его

диссоциации, они и участвуют в окислительно-восстановительном процессе

Электролиз расплава NaOH

Электролиз расплава NaBr

II. Электролиз водного раствора электролита

В отличии от расплава в растворе электролита кроме ионов, получившихся при его диссоциации, присутствуют еще и молекулы

воды , а также ионы H + и OH -

LiKBaCaNaMg

MnZnCrFeCoNiSnPb

H 2

CuAgHgAu

Al

• Если у катода накапливаются катионы металла (стоящего в ряду напряжений после H2), то восстанавливаются ионы металла

Cu 2+ +2e - =Cu 0

2) Если у катода накапливаются катионы металла,стоящего в начале ряда напряжений

(по AL), то восстанавливаются ионы водорода из молекул воды вместо катиона данного металла

2 H2O + 2e - = H2 + 2 OH -

LiKBaCaNaMgAl

MnZnCrFeCoNiSnPb

H 2

CuAgHgAu

3) Если у катода накапливаются катионы металла,который расположен в ряду напряжений (после AL и до H2),то будут протекать два процесса: восстановление иона металла и ионов водорода из молекул воды

Zn 2+ +2e - =Zn 0

2 H2O +2e - =H2 + 2 OH -

4) Если в растворе смесь катионов разных металлов, то сначала восстанавливается менее активный

5) При электролизе раствора кислоты на катоде восстанавливаются катионы водорода

2 H + +2e - =H2 0

Последовательность разрядки анионов на аноде зависит от природы аниона:

F - , NO3 - , SO4 2- , OH - , CL - , S 2- , Br - , I -

Восстановительная активность анионов усиливается

1) При электролизе растворов солей бескислородных кислот( кроме фторидов)

окисляются анионы кислотных остатков

2 CL - - 2e - =CL 2

2) При электролизе растворов солей кислородосодержащих кислот и фторидов идет процесс окисления гидроксид-ионов из молекул воды

2 H2O – 4e - =O2 + 4 H +

3) При электролизе растворов щелочей окисляются гидроксид-ионы

4OH - -4e - =O2 +2H2O

Электролизом расплавов природных соединений получают активные металлы

(K, Na,Be,Ca,Ba …)

Применение электролиза

Электролиз используют для получения -

F2, CL2, H2, O2, NaOH и ….

Электролизом растворов солей получают-

Zn, Cd, Co…..

Химические свойства

Cr

Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H 2 , Cu,Hg,Ag,Au

+ неметаллы

О 2

+

Cr

H 2 O

+

растворы HCl, H 2 SO 4

+

H 2 SO 4 (конц.),

HNO 3

+

растворы солей

+

щелочные расплавы окислителей

+

При комнатной температуре хром химически мало активен

из-за образования на его поверхности тонкой прочной

оксидной пленки.

При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами, например :

кислородом, галогенами, азотом, серой.

Составьте уравнения реакций

хрома с перечисленными неметаллами.

Рассмотрите данные реакции как

окислительно-восстановительные.

4

Cr 0 + O 2 0 = Cr 2 +3 O 3 –2

2

3

Cr 0 – 3e → Cr +3 4

O 2 0 + 4e → 2O –2 3

Cr 0 – восстановитель, процесс окисления

O 2 0 – окислитель, процесс восстановления

2

3

2

Cr 0 + Br 2 0 = Cr +3 Br 3 –1

Cr 0 – 3e → Cr +3 2

Br 2 0 + 2e → 2Br –1 3

Cr 0 – восстановитель, процесс окисления

Br 2 0 – окислитель, процесс восстановления

2

Cr 0 + N 2 0 = Cr +3 N –3

2

Cr 0 – 3e → Cr +3 2

N 2 0 + 6e → 2N –3 1

Cr 0 – восстановитель, процесс окисления

N 2 0 – окислитель, процесс восстановления

Cr 0 + S 0 = Cr 2 +3 S 3 –2

2

3

Cr 0 – 3e → Cr +3 2

S 0 + 2e → S –2 3

Cr 0 – восстановитель, процесс окисления

S 0 – окислитель, процесс восстановления

В раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды:

2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

Cr

Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H 2 , Cu,Hg,Ag,Au

В ряду напряжений хром находится левее водорода и поэтому

в отсутствии воздуха может вытеснять водород из растворов

соляной и серной кислот, образуя соли хрома (II).

Составьте уравнения реакций хрома c растворами соляной и серной кислот.

Рассмотрите данные реакции как окислительно-восстановительные.

Cr 0 + H +1 Cl = Cr +2 Cl 2 + H 2 0

2

Cr 0 – 2e → Cr +2 1

2H + + 2e → H 2 0 1

Cr 0 – восстановитель, процесс окисления

HCl (за счет Н +1 ) – окислитель, процесс восстановления

Cr 0 + H 2 +1 SO 4 = Cr +2 SO 4 + H 2 0

Cr 0 – 2e → Cr +2 1

2H + + 2e → H 2 0 1

Cr 0 – восстановитель, процесс окисления

H 2 SO 4 ( за счет Н +1 ) – окислитель,

процесс восстановления

В присутствии кислорода

хром реагирует с растворами

кислот c образованием

солей хрома (III)

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O

Концентрированные серная и азотная

кислоты на холоду пассивируют хром

При сильном нагревании кислоты

pастворяют хром с образованием

cолей хрома (III)

Cr + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4 ) 3 + SO 2 + H 2 O

Cr + HNO 3 → Cr(NO 3 ) 3 + NO 2 + H 2 O

Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные

Расставьте коэффициенты.

Назовите окислитель и восстановитель.

Cr 0 + H 2 S +6 O 4 → Cr 2 +3 (SO 4 ) 3 + S +4 O 2 + H 2 O

Cr 0 – 3e → Cr +3 2

S +6 + 2e → S +4 3

2Cr + 6H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Cr 0 – восстановитель, процесс окисления

H 2 SO 4 (за счет S +6 ) – окислитель, процесс восстановления

Cr 0 + HN +5 O 3 → Cr +3 (NO 3 ) 3 + N +4 O 2 + H 2 O

Cr 0 – 3e → Cr +3 1

N +5 + 1e → N +4 3

Cr + 6HNO 3 = Cr(NO 3 ) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Cr 0 – восстановитель, процесс окисления

HNO 3 (за счет N +5 ) – окислитель, процесс восстановления

Хром способен вытеснять многие металлы, например

медь, олово, серебро и другие, из растворов их солей:

Составьте уравнение реакции хрома c раствором сульфата

меди (II). Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную.

Cr 0 + Cu +2 SO 4 → Cr +2 SO 4 + Cu 0

Cr 0 – 2e → Cr +2 1

Cu +2 + 2e → Cu 0 1

Cr + CuSO 4 = CrSO 4 + Cu

Cr 0 – восстановитель, процесс окисления

CuSO 4 (за счет Cu +2 ) – окислитель, процесс

восстановления

Растворы щелочей на хром практически не действуют.

Хром реагирует с щелочными расплавами окислителей.

В качестве окислителей используют нитраты натрия, калия,

хлорат калия и другие окислители.

При взаимодействии с щелочными расплавами окислителей

хром образует соли анионного типа, в которых проявляет

высшую степень окисления.

сплавление

Cr + KClO 3 + KOH K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O

Рассмотрите эту реакцию как окислительно-восстановительную

Расставьте коэффициенты.

Назовите окислитель и восстановитель.

Cr 0 + KCl +5 O 3 + KOH → K 2 Cr +6 O 4 + KCl –1 + H 2 O

Cr 0 – 3e → Cr +3 1

Cl +5 + 6e → Cl – 2

Cr + KClO 3 + 2KOH = K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O

Cr 0 – восстановитель, процесс окисление

KClO 3 (за счет Cl +5 ) – окислитель, процесс восстановление

Хром - постоянная составная часть растительных и животных организмов. В крови содержится от 0,012 до 0,0035 % хрома.

Хром имеет большое значение в метаболизме углеводов и жиров, а также участвует в процессе синтеза инсулина. Важнейшая его биологическая роль состоит в регуляции углеводного обмена и уровня глюкозы в крови

Элемент способствует нормальному формированию и росту детского организма. Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.

Хром важный компонент во многих легированных сталях.

Хром применяется для производства сплавов:

Используется в качестве износоустойчивых и красивых

хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел

гальванических покрытий (хромирование)

мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.

Соединения хрома

Соединения хрома (II)

оксид

гидроксид

соли

Соединения хрома (III)

оксид

гидроксид

соли

Соединения хрома (VI)

соли

гидроксид

оксид

Соединения хрома (II)

CrO

Оксид хрома (II) – кристаллы черного цвета,

имеет основный характер

При осторожном нагревании

гидроксида хрома (II) в отсутствии кислорода получают оксид хрома (II). Составьте уравнение реакции.

Cr(OH) 2 = CrO + H 2 O

При более высоких температурах оксид хрома (II)

диспропорционирует:

700°

3CrO = Cr + Cr 2 O 3

Составьте уравнение реакции оксида хрома (II) с соляной и

серной кислотами. Рассмотрите реакции с точки зрения ТЕД.

CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O

CrO + 2H + + Cl – = Cr 2+ + 2Cl – + H 2 O

CrO + 2H + = Cr 2+ + H 2 O

CrO + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 O

CrO + 2H + + SO 4 2– = Cr 2+ + SO 4 2– + H 2 O

CrO + 2H + = Cr 2+ + H 2 O

Оксид хрома (II) – сильный восстановитель.

Кислородом воздуха окисляется до оксида

хрома (III)

Составьте уравнение реакции.

Рассмотрите данную реакцию

как окислительно-восстановительную.

Cr +2 O + O 2 0 → Cr 2 +3 O 3 –2

Cr +2 – 1e → Cr +3 4

O 2 0 + 4e → 2O –2 1

4CrO + O 2 = 2Cr 2 O 3

CrO (за счет Cr +2 ) – восстановитель, процесс окисления

O 2 – окислитель, процесс восстановления

Гидроксид хрома (II)

Cr(OH) 2

Гидроксид хрома (II) получают в виде желтого осадка действием растворов щелочей на соли хрома (II) без доступа воздуха .

Составьте уравнение реакции получения гидроксида хрома (II) действием гидроксида натрия на хлорид хрома (II). Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД.

CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Cr 2+ + 2Cl – + 2Na + + 2OH – = Cr(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Cl –

Cr 2+ + 2OH – = Cr(OH) 2 ↓

Гидроксид хрома (II) обладает основными свойствами.

Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (II) с соляной

кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД

Cr(OН) 2 + 2HCl = CrCl 2 + 2H 2 O

Cr(OН) 2 + 2H + + 2Cl – = Cr 2+ + 2Cl – + 2H 2 O

Cr(OН) 2 + 2H + = Cr 2+ + 2H 2 O

Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель.

Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома (III)

Составьте уравнение реакции. Рассмотрите данную реакцию

как окислительно-восстановительную.

Cr +2 (ОН) 2 + O 2 0 + Н 2 О → Cr +3 (O –2 Н) 3

Cr +2 – 1e → Cr +3 4

O 2 0 + 4e → 2O –2 1

4Cr(OН) 2 + O 2 + 2Н 2 О = 4Cr(OН) 3

Cr(OН) 2 (за счет Cr +2 ) – восстановитель, процесс окисления

O 2 – окислитель, процесс восстановления

Соли хрома (II)

Водные растворы солей хрома (II) получают без доступа

воздуха растворением металлического хрома в разбавленных

кислотах в атмосфере водорода или восстановлением цинком

в кислой среде солей трехвалентного хрома.

Безводные соли хрома (II) белого цвета, а водные растворы и

кристаллогидраты — синего цвета .

Соединения хрома (II) – сильные восстановители . Легко окисляются. Именно поэтому очень трудно получать и хранить соединения двухвалентного хрома .

Реагируют с концентрированными серной и азотной кислотами:

CrCl 2 + O 2 + HCl → CrCl 3 + H 2 O

CrCl 2 + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4 ) 3 + SO 2 ↑ + HCl ↑ + H 2 O

CrCl 2 + HNO 3 → Cr(NO 3 ) 3 + NO 2 ↑ + HCl ↑ + H 2 O

Рассмотрите эти реакции как окислительно-

восстановительные. Расставьте коэффициенты. .

Cr +2 Cl 2 + O 2 0 + HCl → Cr +3 Cl 3 + H 2 O –2

Cr +2 – 1e → Cr +3 4

O 2 0 + 4e → 2O –2 1

4CrCl 2 + O 2 + 4HCl = 4CrCl 3 + 2H 2 O

Cr +2 Cl 2 + HN +5 O 3 (к) →Cr +3 (NO 3 ) 3 + N +4 O 2 ↑ + HCl ↑ + H 2 O

Cr +2 – 1e → Cr +3 1

N +5 + 1e → N +4 1

CrCl 2 + 4HNO 3(конц) = Cr(NO 3 ) 3 + NO 2 ↑ + 2HCl ↑ + H 2 O

Cr +2 Cl 2 + H 2 S +6 O 4(к.) →Cr 2 +3 (SO 4 ) 3 + S +4 O 2 ↑ + HCl ↑ + H 2 O

Cr +2 – 1e → Cr +3 2

S +6 + 2e → S +4 1

2CrCl 2 + 4H 2 SO 4(конц) = Cr 2 (SO 4 ) 3 + SO 2 ↑ + 4HCl ↑ +2H 2 O

Соединения хрома (III)

Cr 2 O 3

Оксид хрома () – тугоплавкий порошок темно-зеленого цвета.

Получение.

В лабораторных условиях термическим разложением

дихромата аммония:

t°

(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 2H 2 O

В промышленности восстановлением дихромата калия

коксом или серой:

t°

K 2 Cr 2 O 7 + 3C = 2Cr 2 O 3 + 2K 2 CO 3 + CO 2

t°

K 2 Cr 2 O 7 + S = 2Cr 2 O 3 + K 2 SO 4

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами

При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III):

Составьте уравнение реакции оксида хрома (III) с соляной

кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД.

Cr 2 O 3 + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2 O

Cr 2 O 3 + 6H + + 6Cl – = 2Cr 3+ + 6Cl – + 3H 2 O

Cr 2 O 3 + 6H + = 2Cr 3+ + 3H 2 O

При сплавлении оксида хрома (III) с оксидами,

гидроксидами и карбонатами щелочных и

щелочноземельных металлов образуются

хроматы (III) (хромиты):

t°

Сr 2 O 3 + Ba(OH) 2 = Ba(CrO 2 ) 2 + H 2 O

t°

Сr 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaCrO 2 + CO 2

Оксид хрома (III) нерастворим в воде.

В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III)

ведет себя как восстановитель:

Cr 2 O 3 + KOH + KMnO 4 → K 2 CrO 4 + MnO 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + KOH + Сa(ClO) 2 → K 2 CrO 4 + CaCl 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + O 2 + Na 2 CO 3 → Na 2 CrO 4 + CO 2

Cr 2 O 3 + KClO 3 + Na 2 CO 3 → Na 2 CrO 4 + KCl + CO 2

Cr 2 O 3 + NaNO 3 + Na 2 CO 3 → Na 2 CrO 4 + NaNO 2 + CO 2

Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные

Расставьте коэффициенты.

Cr 2 +3 O 3 + KOH + KMn +7 O 4 → K 2 Cr +6 O 4 + Mn +4 O 2 + H 2 O

2Cr +3 – 6e → 2Cr +6 1 окисление, восстановитель

Mn +7 + 3e → Mn +4 2 восстановление, окислитель

Cr 2 O 3 + 2KOH + 2KMnO 4 = 2K 2 CrO 4 + 2MnO 2 + H 2 O

Cr 2 +3 O 3 + KOH + Сa(Cl +1 O) 2 → K 2 Cr +6 O 4 + CaCl 2 –1 + H 2 O

2Cr +3 – 6e → 2Cr +6 1 окисление, восстановитель

Cl +1 + 2e → Cl –1 3 восстановление, окислитель

Cr 2 O 3 + 4KOH + 3Сa(ClO) 2 = 2K 2 CrO 4 + 3CaCl 2 + 2H 2 O

Cr 2 +3 O 3 + O 2 0 + Na 2 CO 3 → Na 2 Cr +6 O 4 + CO 2 –2

2Cr +3 – 6e → 2Cr +6 2 окисление, восстановитель

O 2 0 + 4e → O –2 3 восстановление, окислитель

Cr 2 O 3 + 3O 2 + 4Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + 4CO 2

Cr 2 +3 O 3 + KCl +5 O 3 + Na 2 CO 3 → Na 2 Cr +6 O 4 + KCl –1 + CO 2

2Cr +3 – 6e → 2Cr +6 1 окисление, восстановитель

Cl +5 + 6e → Cl –1 1 восстановление, окислитель

Cr 2 O 3 + KClO 3 + 2Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + KCl + 2CO 2

Cr 2 +3 O 3 + NaN +5 O 3 + Na 2 CO 3 → Na 2 Cr +6 O 4 + NaN +3 O 2 + CO 2

2Cr +3 – 6e → 2Cr +6 1 окисление, восстановитель

N +5 + 2e → N +3 3 восстановление, окислитель

Cr 2 O 3 + 3NaNO 3 + 2Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + 3NaNO 2 + 2CO 2

Оксид хрома (III) – катализатор

В присутствии оксида хрома (III) аммиак окисляется кислородом воздуха до монооксида азота, который в избытке кислорода окисляется до бурого диоксида азота .

Каталитическое окисление этанола

Окисление этилового спирта кислородом воздуха происходит очень легко в присутствии оксида хрома (III)

Реакция окисления спирта протекает с выделением энергии. Продукт реакции окисления спирта - уксусный альдегид.

Cr 2 O 3 , t°

2СН 3 –СН 2 –ОН + О 2 2СН 3 – С ═ О + 2H 2 O

H

Гидроксид хрома (III)

Cr(OH) 3

Получают гидроксид хрома (III) действием

растворов щелочей или аммиака на растворы

солей хрома (III).

Лабораторный опыт № 1

К раствору хлорида хрома (III) прилейте раствор

аммиака. Что наблюдаете?

Составьте уравнение реакции получения

Cr(OH) 3 действием раствора аммиака на

хлорид хрома (III):

CrCl 3 + 3(NH 3 ·H 2 O) = Cr(OH) 3 + 3NH 4 Cl

Лабораторный опыт № 2

Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к

одной из них добавьте раствор соляной кислоты, а к другой –

щелочь. Что происходит?

Какими свойствами обладает гидроксид хрома (III)?

HCl

CrCl 3

NaOH

Cr(OH) 3

Na 3 [Cr(OH) 6 ]

Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к

одной из них добавьте серной кислоты, а к другой – щелочь.

Что происходит?

+H 2 SO 4

+NaOH

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами.

При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III):

Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (III) с соляной

кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД .

Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O

Cr(OH) 3 + 3H + + 3Cl – = Cr 3+ + 3Cl – + 3H 2 O

Cr(OH) 3 + 3H + = Cr 3+ + 3H 2 O

Гидроксид хрома (III) растворяется в щелочах

Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 [Cr(OH) 6 ]

гексагидроксохромат (III) натрия

(изумрудно-зеленый)

Cr(OH) 3 + 3Na + + 3OH – = 3Na + + [Cr(OH) 6 ] 3–

Cr(OH) 3 + 3OH – = [Cr(OH) 6 ] 3–

При нагревании гидроксид хрома (III) разлагается:

t°

2Cr(OH) 3 = Cr 2 O 3 + 3H 2 O

Соли хрома (III)

Хроматы (III) устойчивы в щелочной среде. Они легко реагируют с кислотами:

недостаток кислоты:

NaCrO 2 + HCl + H 2 O = Cr(OH) 3 + NaCl

избыток кислоты:

NaCrO 2 + 4HCl = CrCl 3 + NaCl + 2H 2 O

с угольной кислотой

Na 3 [Cr(OH) 6 ] + 3CO 2 = Cr(OH) 3 + 3NaHCO 3

В растворе подвергаются полному гидролизу:

Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 + 3H 2 S

В водных растворах катион Cr 3+ встречается только

в виде гидратированного иона [Cr(H 2 O) 6 ] 3+ , который

придает раствору сине-фиолетовый цвет.

Сульфат хрома (III) образует двойные соли – хромовые квасцы.

Из смешанного раствора сульфата хрома (III) и сульфата калия

кристаллизуется двойная соль – KCr(SO 4 ) 2 ·12H 2 O

сине-фиолетового цвета.

Применяются в качестве дубящего вещества при

изготовлении эмульсий, а также в дубящих растворах

и дубящих фиксажах.

Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительные

так и восстановительные свойства.

K 3 [Cr(OH) 6 ] + Br 2 + KOH → K 2 CrO 4 + KBr + H 2 O

CrCl 3 + Zn → CrCl 2 + ZnCl 2

KCrO 2 + PbO 2 + KOH → K 2 CrO 4 + K 2 PbO 2 + H 2 O

CrCl 3 + H 2 O 2 + KOH → K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O

Cr 2 (SO 4 ) 3 + Cl 2 + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaCl + H 2 O + Na 2 SO 4

Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные

Расставьте коэффициенты.

Назовите окислитель и восстановитель.

K 3 [Cr +3 (OH) 6 ] + Br 2 0 + KOH → K 2 Cr +6 O 4 + KBr – + H 2 O

Cr +3 – 3e → Cr +6 2 окисление, восстановитель

Br 2 0 + 2e → 2Br –1 3 восстановление, окислитель

2K 3 [Cr(OH) 6 ] + 3Br 2 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 8H 2 O

Cr +3 Cl 3 + Zn 0 → Cr +2 Cl 2 + Zn +2 Cl 2

Cr +3 + 1e → Cr +2 2 восстановление, окислитель

Zn 0 – 2e → Zn +2 1 окисление, восстановитель

2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2

KCr +3 O 2 + Pb +4 O 2 + KOH → K 2 Cr +6 O 4 + K 2 Pb +2 O 2 + H 2 O

Cr +3 – 3e → Cr +6 2 окисление, восстановитель

Pb +4 + 2e → Pb –2 3 восстановление, окислитель

2KCrO 2 + 3PbO 2 + 8KOH = 2K 2 CrO 4 + 3K 2 PbO 2 + 4H 2 O

Cr +3 Cl 3 + H 2 O 2 –1 + KOH → K 2 Cr +6 O 4 + KCl + H 2 O –2

Cr +3 – 3e → Cr +6 2 окисление, восстановитель

2O –1 + 2e → 2O –2 3 восстановление, окислитель

2CrCl 3 + 3H 2 O 2 + 10KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KCl + 8H 2 O

Cr 2 +3 (SO 4 ) 3 + Cl 2 0 + NaOH → Na 2 Cr +6 O 4 + NaCl – + H 2 O + Na 2 SO 4

Cr +3 – 3e → Cr +6 2 окисление, восстановитель

Cl 2 0 + 2e → 2Cl –1 3 восстановление, окислитель

Cr 2 (SO 4 ) 3 +3Cl 2 +16NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O +3Na 2 SO 4

Оксид хрома (VI) CrO 3 — хромовый ангидрид,

представляет собой темно-красные

игольчатые кристаллы.

Получают CrO 3 действием избытка

концентрированной серной кислоты

на насыщенный водный раствор

дихромата натрия:

Na 2 Cr 2 O 7 + 2H 2 SO 4 = 2 CrO 3 + 2NaHSO 4 + H 2 O

При нагревании выше 250 °C разлагается:

4CrO 3 → 2Cr 2 O 3 + 3O 2 ↑.

Оксид хрома (VI) очень ядовит .

CrO 3   — кислотный оксид .

При растворении в воде образует кислоты.

С избытком воды образуется хромовая

кислота H 2 CrO 4

CrO 3 + Н 2 O = Н 2 CrO 4

При большой концентрации CrO 3 образуется дихромовая

кислота Н 2 Cr 2 О 7

2CrO 3 + Н 2 O = Н 2 Cr 2 O 7

которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту :

Н 2 Cr 2 О 7 + Н 2 О = 2Н 2 CrO 4

Эти кислоты – неустойчивые. Существуют только в растворе.

Между ними в растворе устанавливается равновесие

2Н 2 CrO 4 ↔ Н 2 Cr 2 O 7 + Н 2 O

При взаимодействии CrO 3 со щелочами образуются хроматы

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O.

CrO 3 является сильным окислителем

Например этанол, ацетон и многие другие органические вещества самовоспламеняются или даже взрываются при контакте с ним.

CrO 3 + C 2 H 5 OH → CO 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O

C 2 H 5 OH + 3H 2 O – 12e → 2CO 2 + 12H + 1

2CrO 3 + 6H + + 6e → Cr 2 O 3 + 3H 2 O 2

C 2 H 5 OH + 3H 2 O + 4CrO 3 + 12H + = 2CO 2 + 12H + + 2Cr 2 O 3 + 6H 2 O

4CrO 3 + C 2 H 5 OH → 2CO 2 + 2Cr 2 O 3 + 3H 2 O

Окисляет йод, серу, фосфор, уголь.

4CrO 3 + 3S = 2Cr 2 O 3 + 3SO 2 ↑.

Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты –

хромовая Н 2 CrO 4 и дихромовая Н 2 Cr 2 O 7

Хромовая кислота — кристаллическое вещество красного цвета; выделена в свободном состоянии при охлаждении насыщенных водных растворов CrO 3 ; хромовая кислота — электролит средней силы. Изополихромовые кислоты существуют в водных растворах, окрашенных в красный цвет

соли

хроматы – соли хромовой кислоты устойчивы в щелочной среде, при

подкислении переходят в оранжевые

дихроматы , соли двухромовой кислоты. Реакция обратима, поэтому при добавлении щелочи желтая окраска хромата восстанавливается.

2CrO 4 2– + 2H+ ↔ Cr 2 O 7 2– + H 2 O

Н +

дихроматы

хроматы

ОН –

Лабораторный опыт № 3

К раствору дихромата калия добавьте гидроксид калия.

Как изменилась окраска? Чем это вызвано?

К полученному раствору добавьте

серной кислоты до восстановления

желтой окраски.

Напишите уравнения реакций.

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4(разб.) = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

2K 2 CrO 4 + 2HCl (разб.) = K 2 Cr 2 O 7 + 2KCl + H 2 O

2K 2 CrO 4 + H 2 O + CO 2 = K 2 Cr 2 O 7 + KHCO 3

K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O

Взаимопревращение хроматов и дихроматов

Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н 2 CrO 4 и дихромовая Н 2 Cr 2 O 7, Хромат калия K 2 CrO 4 и дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 – соли этих кислот. Хроматы – желтого цвета, дихроматы – оранжевого. В кислой среде хромат-ион превращается в дихромат-ион. В присутствии щелочи дихроматы снова становятся хроматами. Хромат калия превращаем в дихромат, добавляя кислоту. Желтый раствор становится оранжевым.

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

В стакан с дихроматом калия добавляем щелочь, оранжевый раствор становится желтым – дихроматы превращаются в хроматы.

K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O

Соединения хрома (VI) –

сильные окислители

Cr 3+

H+

Cr 2 O 7 2– + 14H + + 6e → 2Cr 3+ + 7H 2 O

Cr 2 O 7 2–

Cr(OH) 3

H 2 O

OH –

[Cr(OH) 6 ] 3–

Cr 2 O 7 2– + 7Н 2 О + 6e → 2[Cr(OH) 6 ] 3– + 2ОН –

K 2 Cr 2 +6 O 7 + S 0 → K 2 S +6 O 4 + Cr 2 +3 O 3

Cr +6 + 3e → Cr +3 2 восстановление, окислитель

S 0 – 6e → S +6 1 окисление, восстановитель

K 2 Cr 2 O 7 + S = K 2 SO 4 + Cr 2 O 3

K 2 Cr 2 +6 O 7 + С 0 → K 2 С +4 O 3 + С +2 О + Cr 2 +3 O 3

Cr +6 + 3e → Cr +3 3 2 восстановление, окислитель

С 0 – 4e → С +4 4 1 окисление, восстановитель

С 0 – 2e → С +2 2 1

K 2 Cr 2 O 7 + 2С = K 2 СO 3 + СО + Cr 2 O 3

K 2 Cr 2 +6 O 7 + Al 0 → Cr 0 + KAlO 2 + Al 2 +3 O 3

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 1 восстановление, окислитель

Al 0 – 3e → Al +3 2 окисление, восстановитель

K 2 Cr 2 O 7 + 4Al = 2Cr + 2KAlO 2 + Al 2 O 3

Хроматы щелочных металлов плавятся без разложения, а

дихроматы при высокой температуре превращаются в хроматы.

Дихромат аммония разлагается при нагревании:

180°C

(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O

В ряду гидроксидов хрома различных степеней окисления

Cr(ОН) 2 — Cr(ОН) 3 — Н 2 CrО 4

закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Такое изменение свойств обусловлено увеличением степени окисления и уменьшением ионных радиусов хрома. В этом же ряду последовательно усиливаются окислительные свойства.

Соединения Cr (II) — сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (III).

Соединения хрома(VI) — сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III).

Соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).

Соединения хрома

Степень окисления хромa +2 +3 +6

Оксид CrO Cr 2 O 3 CrO 3

Гидроксид Cr(OH) 2 Cr(OH) 3 H 2 CrO 4

H 2 Cr 2 O 7

Кислотные и окислительные свойства возрастают

Основные и восстановительные свойства возрастают

Вольфрам

Вольфрам — химический элемент с атомным номером 74 в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, обозначается символом W

Самый тугоплавкий из металлов. Более высокую температуру плавления имеет только неметаллический элемент — углерод. При стандартных условиях химически стоек.

Хорошо поддается ковке и может быть вытянут в тонкую нить.

Был получен впервые испанцами братьями де Эльгуйяр, учениками Бергмана в 1783 г.

Было замеченно, что при прокаливании одной из оловянных руд значительное количество олова теряется, уходя в шлак.

Эта руда получила название волк (Wolf, или Wolfert), с течением времени изменилось на вольфрам; так стали называть минерал, содержащийся в руде.

Вольфрам — блестящий светло-серый металл, имеющий самые высокие доказанные температуры плавления и кипения

Химические свойства

Проявляет  валентность  от 2 до 6. Наиболее устойчив 6-валентный вольфрам. 3- и 2-валентные соединения вольфрама неустойчивы и практического значения не имеют.

Растворяется в смеси азотной и плавиковой кислоты.

При 400-500°С компактный металл заметно окисляется на воздухе до WO 3 . Пары воды интенсивно окисляют его выше 600°С до WO 3

Вольфрам образует четыре оксида: высший - WO 3  (вольфрамовый ангидрид), низший - WO 2  и два промежуточных W 10 О 29  и W 4 O 11 .

Наибольшее значение имеют: триоксид вольфрама или вольфрамовый ангидрид, вольфраматы.

Вольфраматы склонны к образованию полимерных анионов

Вольфрамовому ангидриду соответствует вольфрамовая кислота H 2 WO 4  - желтый порошок, практически не растворимый в воде и в кислотах. При ее взаимодействии с растворами щелочей и аммиака образуются растворы вольфраматов. При 188°С Н 2 WО 4  отщепляет воду с образованием WO 3 .

Вольфрамовый ангидрид - кристаллический порошок лимонно-желтого цвета, растворяющийся в растворах щелочей с образованием вольфраматов. При его восстановлении водородом последовательно образуются низшие оксиды и Вольфрам.

Галогены, сера, углерод, кремний, бор взаимодействуют с Вольфрамом при высоких температурах (фтор с порошкообразным Вольфрамом - при комнатной).

С водородом Вольфрам не реагирует вплоть до температуры плавления; с азотом выше 1500°С образует нитрид.

При обычных условиях Вольфрам стоек к соляной, серной, азотной и плавиковой кислотам, а также к царской водке; при 100°С слабо взаимодействует с ними.

В растворах щелочей при нагревании Вольфрам растворяется слегка, а в расплавленных щелочах при доступе воздуха или в присутствии окислителей - быстро; при этом образуются вольфраматы

• С серой Вольфрам образует два сульфида WS 2  и WS 3 . Карбиды вольфрама WC (t пл 2900°C) и W 2 C (t пл  2750°С) - твердые тугоплавкие соединения; получаются при взаимодействии Вольфрама с углеродом при 1000-1500°С.

С хлором Вольфрам образует ряд хлоридов и оксихлоридов. Наиболее важные из них: WCl 6  (t пл  275°С, t кип  348°C) и WO 2 Cl 2  (t пл  266°С, выше 300°С сублимирует), получаются при действии хлора на вольфрамовый ангидрид в присутствии угля.

Применение

Главное применение вольфрама — как основа тугоплавких материалов в металлургии

Ядерная физика, ядерная медицина,рентгеновское излучение

• Так же используется как катализатор , высоко-температурная смазка, пигмент.

Наиболее крупными запасами обладают Казахстан, Китай, Канада и США; известны также месторождения в Боливии, Португалии, России, Узбекистане и Южной Корее.

Добывается 49—50 тысяч тонн в год.

Основные экспортёры вольфрама: Китай, Южная Корея, Австрия. Главные импортёры: США, Япония, Германия, Великобритания.

Содержание в земной коре 3·10 −4 % по массе. В свободном виде молибден не встречается. В земной коре молибден распространён относительно равномерно. Концентрация молибдена в породах повышается по мере увеличения SiO 2 . Молибден находится также в морской и речной воде, в золе растений, в углях и нефти.

Молибде́н — элемент побочной подгруппы шестой группы пятого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, атомный номер 42. Обозначается символом  Mo

Простое вещество  молибден  — переходный металл светло-серого цвета. Главное применение находит в металлургии.

Содержание молибдена в  морской воде  колеблется от 8,9 до 12,2 мкг/л для разных океанов и акваторий. Молибден в породах находится в следующих формах: молибдатной и сульфидной в виде микроскопических и субмикроскопических выделений, изоморфной и рассеянной (в породообразующих минералах).

• В поверхностных условиях образуются преимущественно кислородные соединения Мо 6+ . В первичных рудах молибденит встречается в ассоциации с вольфрамитом и висмутином, с минералами меди (медно-порфировые руды), а также с галенитом, сфалеритом и урановой смолкой (в низкотемпературных гидротермальных месторождениях). Хотя молибденит считается устойчивым сульфидом по отношению к кислым и щелочным растворителям, в природных условиях при длительном воздействии воды и кислорода воздуха молибденит окисляется и молибден может интенсивно мигрировать с образованием вторичных минералов. Этим можно объяснить повышенные концентрации молибдена в осадочных отложениях — углистых и кремнисто-углистых сланцах и углях.
• Известно около 20 минералов молибдена. Важнейшие из них:  молибденит  MoS 2  (60 % Mo),  повеллит  СаМоО 4  (48 % Мо),  молибдит  Fe(MoO 4 ) 3 ·nH 2 O (60 % Mo) и вульфенит  PbMoO 4 .

Физический свойства

Металлические свойства, как и у большинства металлов, определяются чистотой металла и предшествующей механической и термической обработкой (чем чище металл, тем он мягче). Обладает крайне низким коэффициентом теплового расширения

Молибден — светло-серый металл с кубической объёмноцентрированной решёткой типа

Шкала Мооса определяет его твердость 4.5 баллами.

Молибден является тугоплавким металлом c температурой плавления 2620 °C и температурой кипения — 4639 °C.

Промышленное получение молибдена начинается с обогащения руд флотационным методом. Полученный концентрат обжигают до образования оксида МоО 3 :

2MoS2+7O2  2MoO3+4SO2

который подвергают дополнительной очистке.

Далее МоО 3  восстанавливают водородом: MoO3+3H2  Mo+3H2O

Полученные заготовки обрабатывают давлением (ковка, прокатка, протяжка).

Химические свойства

При комнатной температуре на воздухе молибден устойчив. Начинает окисляться при 400 °C. Выше 600 °C быстро окисляется до триоксида МоО 3 . Этот оксид получают также окислением дисульфида молибдена MoS 2 и термолизом молибдата аммония (NH 4 ) 6 Mo 7 O 24 ·4H 2 O.

Мо образует оксид молибдена (IV) МоО 2  и ряд оксидов, промежуточных между МоО 3  и МоО 2 .

• При нагревании молибдена с серой образуется дисульфид молибдена MoS 2 , с селеном — диселенид молибдена состава MoSe 2 . Известны карбиды молибдена Mo 2 C и MoC — кристаллические высокоплавкие вещества и силицид молибдена MoSi 2 .

С галогенами Mo образует ряд соединений в разных степенях окисления. При взаимодействии порошка молибдена или МоО 3  с F 2  получают гексафторид молибдена MoF 6 , бесцветную легкокипящую жидкость. Mo (+4 и +5) образует твердые галогениды MoHal 4  и MoHal 5  (Hal = F, Cl, Br). С иодом известен только дийодид молибдена MoI 2 . Молибден образует оксигалогениды: MoOF 4 , MoOCl 4 , MoO 2 F 2 , MoO 2 Cl 2 , MoO 2 Br 2 , MoOBr 3  и другие.

Молибден обладает большим сходством с серой, чем с кислородом, и в рудных телах образуется сульфид четырёхвалентного молибдена — молибденит

Особая группа соединений молибдена — молибденовые сини. При действии восстановителей — сернистого газа, цинковой пыли, алюминия или других на слабокислые (рН=4) суспензии оксида молибдена образуются ярко-синие вещества переменного состава: Мо 2 О 5 ·Н 2 О, Мо 4 О 11 ·Н 2 О и Мо 8 О 23 ·8Н 2 О.

Mo образует молибдаты, соли не выделенных в свободном состоянии слабых молибденовых кислот, хН 2 О· уМоО 3  (парамолибдат аммония 3(NH 4 ) 2 O·7MoO 3 ·zH 2 O; СаМоО 4 , Fe 2 (МоО 4 ) 3  — встречаются в природе). Молибдаты металлов I и III групп содержат тетраэдрические группировки [МоО 4 ].

Существуют двойные молибдаты, в состав которых входят сразу два катиона, например, М +1 М +3 (МоО 4 ) 2 , М +1 5 М +3 (МоО 4 ) 4 . Оксидные соединения, содержащие молибден в низших степенях окисления — молибденовые бронзы, например, красная K 0,26 MoO 3  и синяя К 0,28 МоО 3 . Эти соединения обладают металлической проводимостью и полупроводниковыми свойствами.

При подкислении водных растворов нормальных молибдатов образуются ионы MoO 3 OH − , затем ионы полимолибдатов: гепта-, (пара-) Мо 7 О 26 6− , тетра-(мета-) Мо 4 О 13 2− , окта- Мо 8 О 26 4−  и другие. Безводные полимолибдаты синтезируют спеканием МоО 3  с оксидами металлов.

Применение

Молибденовая проволока (лента) служит для изготовления высокотемпературных печей, вводов электрического тока в лампочках.

Молибден используется для легирования сталей, как компонент жаропрочных и коррозионностойких сплавов.

Молибден — один из немногих легирующих элементов, способных одновременно повысить прочностные, вязкие свойства стали и коррозионную стойкость. Обычно при легировании одновременно с увеличением прочности растет и хрупкость металла. Известны случаи использования молибден

Соединения молибдена — сульфид, оксиды, молибдаты — являются катализаторами химических реакций, пигментами красителей, компонентами глазурей. Гексафторид молибдена применяется при нанесении металлического Mo на различные материалы, MoS 2  используется как твердая высокотемпературная смазка. Mo входит в состав микроудобрений. Радиоактивные изотопы 93 Mo (T 1/2  6,95ч) и  99 Mo (T 1/2  66ч) — изотопные индикаторы.

• Молибден-99 используется для получения технеция-99, который используется в медицине при диагностике онкологических и некоторых других заболеваний. Общее мировое производство молибдена-99 составляет около 12 000 Кюри в неделю (из расчёта активности на шестой день), стоимость молибдена-99 — 46 млн долларов за 1 грамм (470 долларов за 1 Ки).