Cr 3 farge. Hydroksyder og salter av krom (II) og (III). Komplekse forbindelser av krom (III). Oppdagelse og etymologi

Krom er et element i sideundergruppen til den 6. gruppen av den 4. perioden av det periodiske systemet av kjemiske elementer av D.I. Mendeleev, med atomnummer 24. Det er betegnet med symbolet Cr (lat. Krom). Det enkle stoffet krom er et hardt metall med en blåhvit farge.

Kjemiske egenskaper til krom

Under normale forhold reagerer krom kun med fluor. Ved høye temperaturer (over 600°C) samhandler den med oksygen, halogener, nitrogen, silisium, bor, svovel, fosfor.

4Cr + 3O 2 – t° →2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 – t° → 2CrCl 3

2Cr + N 2 – t° → 2CrN

2Cr + 3S – t° → Cr 2S 3

Ved oppvarming reagerer den med vanndamp:

2Cr + 3H2O → Cr203 + 3H2

Krom løses opp i fortynnede sterke syrer (HCl, H 2 SO 4)

I fravær av luft dannes Cr 2+ salter, og i luft dannes Cr 3+ salter.

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2

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

Tilstedeværelsen av en beskyttende oksidfilm på overflaten av metallet forklarer dens passivitet i forhold til konsentrerte løsninger av syrer - oksidasjonsmidler.

Kromforbindelser

Krom(II)oksid og krom(II)hydroksid er basisk i naturen.

Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O

Krom (II) forbindelser er sterke reduksjonsmidler; omdannes til krom (III) forbindelser under påvirkning av atmosfærisk oksygen.

2CrCl2 + 2HCl → 2CrCl3 + H2

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3

Kromoksid (III) Cr 2 O 3 er et grønt, vannuløselig pulver. Kan oppnås ved kalsinering av krom(III)hydroksid eller kalium- og ammoniumdikromater:

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 (vulkanreaksjon)

Amfotært oksid. Når Cr 2 O 3 er smeltet sammen med alkalier, brus og syresalter, oppnås kromforbindelser med en oksidasjonstilstand på (+3):

Cr 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaCrO 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2 NaCrO 2 + CO 2

Når de smeltes sammen med en blanding av alkali og oksidasjonsmiddel, oppnås kromforbindelser i oksidasjonstilstanden (+6):

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

Krom(III)hydroksid C r (OH) 3. Amfoterisk hydroksid. Grågrønn, brytes ned ved oppvarming, mister vann og danner grønn metahydroksid CrO(OH). Løser seg ikke i vann. Felles ut fra løsningen som et gråblått og blågrønt hydrat. Reagerer med syrer og alkalier, interagerer ikke med ammoniakkhydrat.

Det har amfotere egenskaper - det oppløses i både syrer og alkalier:

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 - (kons.) = [Cr(OH) 6 ] 3-

Cr(OH) 3 + KOH → KCrO 2 + 2H 2 O Cr(OH) 3 + MOH = MSrO 2 (grønn) + 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 (konsentrert) + ZN 2 O 2 (kons.) = 2Na 2 CrO 4 + 8H 2 0

Kvittering: utfelling med ammoniakkhydrat fra en løsning av krom(III)-salter:

Cr3+ + 3(NH3H20) = MEDr(OH) 3 ↓+ ЗNН 4+

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2Cr(OH) 3 ↓+ 3Na 2 SO 4 (i overskudd av alkali - bunnfallet løses opp)

Krom (III) salter har en lilla eller mørkegrønn farge. Deres kjemiske egenskaper ligner fargeløse aluminiumsalter.

Cr(III)-forbindelser kan vise både oksiderende og reduserende egenskaper:

Zn + 2Cr +3 Cl 3 → 2Cr +2 Cl 2 + ZnCl 2

2Cr +3 Cl 3 + 16NaOH + 3Br 2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H 2 O + 2Na 2 Cr +6 O 4

Seksverdige kromforbindelser

Krom(VI)oksid CrO 3 - knallrøde krystaller, løselig i vann.

Oppnådd fra kaliumkromat (eller dikromat) og H 2 SO 4 (kons.).

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 → 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

CrO 3 er et surt oksid, med alkalier danner det gule kromater CrO 4 2-:

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

I et surt miljø blir kromater til oransje dikromater 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

I et alkalisk miljø fortsetter denne reaksjonen i motsatt retning:

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

Kaliumdikromat er et oksidasjonsmiddel i et surt miljø:

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 + 3NaNO 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

Kaliumkromat K 2 Cr O 4 . Oxosol. Gul, ikke-hygroskopisk. Smelter uten dekomponering, termisk stabil. Veldig løselig i vann ( gul fargen på løsningen tilsvarer CrO 4 2- ion), hydrolyserer anionet litt. I et surt miljø blir det til K 2 Cr 2 O 7. Oksidasjonsmiddel (svakere enn K 2 Cr 2 O 7). Går inn i ionebytterreaksjoner.

Kvalitativ reaksjon på CrO 4 2- ion - utfellingen av et gult bunnfall av bariumkromat, som brytes ned i et sterkt surt miljø. Det brukes som et beisemiddel for farging av tekstiler, et skinngarvemiddel, et selektivt oksidasjonsmiddel og et reagens i analytisk kjemi.

Ligninger for de viktigste reaksjonene:

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 (konsentrasjon, horisont) = 2CrCl 3 +3Cl 2 +8H 2 O+4KCl

2K 2 CrO 4 + 2H 2 O+3H 2 S=2Cr(OH) 3 ↓+3S↓+4KOH

2K2CrO4+8H2O+3K2S=2K[Cr(OH)6]+3S↓+4KOH

2K 2 CrO 4 +2AgNO 3 =KNO 3 +Ag 2 CrO 4(rød) ↓

Kvalitativ reaksjon:

K 2 CrO 4 + BaCl 2 = 2KCl + BaCrO 4 ↓

2BaCrO4 (t) + 2HCl (fortynnet) = BaCr 2 O 7 (p) + BaC1 2 + H 2 O

Kvittering: sintring av kromitt med potaske i luft:

4(Cr 2 Fe ‖‖)O 4 + 8K 2 CO 3 + 7O 2 = 8K 2 CrO 4 + 2Fe 2 O 3 + 8СO 2 (1000 °C)

Kaliumdikromat K 2 Cr 2 O 7 . Oxosol. Teknisk navn krom topp. Oransje-rød, ikke-hygroskopisk. Smelter uten dekomponering, og brytes ned ved ytterligere oppvarming. Veldig løselig i vann ( oransje Fargen på løsningen tilsvarer Cr 2 O 7 2- ion. I et alkalisk miljø danner det K 2 CrO 4 . Et typisk oksidasjonsmiddel i løsning og under fusjon. Går inn i ionebytterreaksjoner.

Kvalitative reaksjoner- blå farge på en eterisk løsning i nærvær av H 2 O 2, blå farge på en vandig løsning under påvirkning av atomært hydrogen.

Det brukes som et skinngarvemiddel, et beisemiddel for farging av stoffer, en komponent i pyrotekniske sammensetninger, et reagens i analytisk kjemi, en metallkorrosjonsinhibitor, i en blanding med H 2 SO 4 (konsentrert) - for vask av kjemiske oppvask.

Ligninger for de viktigste reaksjonene:

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 (konsentrert) = 2CrCl3 +3Cl 2 +7H 2O+2KCl (kokende)

K 2 Cr 2 O 7 (t) +2H 2 SO 4(96%) ⇌2KHSO 4 +2CrO3 +H 2 O ("kromblanding")

K 2 Cr 2 O 7 + KOH (kons.) =H 2 O+ 2K 2 CrO 4

Cr 2 O 7 2- +14H + +6I - =2Cr 3+ +3I 2 ↓+7H 2O

Cr 2 O 7 2- +2H + +3SO 2 (g) = 2Cr 3+ +3SO 4 2- +H 2 O

Cr 2 O 7 2- + H 2 O + 3H 2 S (g) =3S↓+2OH - +2Cr 2 (OH) 3 ↓

Cr 2 O 7 2- (kons.) +2Ag + (fortynnet) =Ag 2 Cr 2 O 7 (rød) ↓

Cr 2 O 7 2- (fortynnet) +H 2 O + Pb 2+ =2H + + 2PbCrO 4 (rød) ↓

K 2 Cr 2 O 7(t) +6HCl+8H 0 (Zn)=2CrCl 2(syn) +7H 2O+2KCl

Kvittering: behandling av K 2 CrO 4 med svovelsyre:

2K2CrO4 + H2SO4 (30%) = K 2Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

Oppdagelsen av krom går tilbake til en periode med rask utvikling av kjemiske og analytiske studier av salter og mineraler. I Russland interesserte kjemikere seg spesielt for analyse av mineraler funnet i Sibir og nesten ukjente i Vest-Europa. Et av disse mineralene var sibirsk rød blymalm (krokoitt), beskrevet av Lomonosov. Mineralet ble undersøkt, men det ble ikke funnet annet enn oksider av bly, jern og aluminium i det. Imidlertid oppnådde Vaukelin i 1797, ved å koke en finmalt prøve av mineralet med potaske og utfelling av blykarbonat, en løsning farget oransje-rød. Fra denne løsningen krystalliserte han et rubinrødt salt, hvorfra oksidet og det frie metallet, forskjellig fra alle kjente metaller, ble isolert. Vauquelin ringte ham Krom ( Chrome ) fra det greske ordet- farge, farge; Det som var ment her var riktignok ikke metallets eiendom, men dets fargerike salter.

Å være i naturen.

Den viktigste krommalmen av praktisk betydning er kromitt, hvis omtrentlige sammensetning tilsvarer formelen FeCrO ​​4.

Den finnes i Lilleasia, Ural, Nord-Amerika og Sør-Afrika. Det ovennevnte mineralet krokoitt – PbCrO 4 – er også av teknisk betydning. Kromoksid (3) og noen av dets andre forbindelser finnes også i naturen. I jordskorpen er krominnholdet målt i metall 0,03 %. Krom er funnet i sola, stjerner og meteoritter.

Fysiske egenskaper.

Krom er et hvitt, hardt og sprøtt metall, ekstremt kjemisk motstandsdyktig mot syrer og alkalier. I luft oksiderer den og har en tynn gjennomsiktig oksidfilm på overflaten. Krom har en tetthet på 7,1 g/cm3, smeltepunktet er +1875 0 C.

Kvittering.

Når kromjernmalm varmes kraftig opp med kull, reduseres krom og jern:

FeO * Cr 2 O 3 + 4C = 2Cr + Fe + 4CO

Som et resultat av denne reaksjonen dannes en krom-jernlegering, som er preget av høy styrke. For å oppnå rent krom reduseres det fra krom(3)oksid med aluminium:

Cr 2 O 3 + 2 Al = Al 2 O 3 + 2 Cr

I denne prosessen brukes vanligvis to oksider - Cr 2 O 3 og CrO 3

Kjemiske egenskaper.

Takket være den tynne beskyttende oksidfilmen som dekker overflaten av krom, er den svært motstandsdyktig mot aggressive syrer og alkalier. Krom reagerer ikke med konsentrerte salpeter- og svovelsyrer, samt med fosforsyre. Krom reagerer med alkalier ved t = 600-700 o C. Imidlertid interagerer krom med fortynnede svovelsyrer og saltsyrer, og fortrenger hydrogen:

2Cr + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2
2Cr + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2

Ved høye temperaturer brenner krom i oksygen og danner oksid(III).

Varmt krom reagerer med vanndamp:

2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2

Ved høye temperaturer reagerer krom også med halogener, halogen med hydrogen, svovel, nitrogen, fosfor, karbon, silisium, bor, for eksempel:

Cr + 2HF = CrF2 + H2
2Cr + N2 = 2CrN
2Cr + 3S = Cr 2S 3
Cr + Si = CrSi

De ovennevnte fysiske og kjemiske egenskapene til krom har funnet sin anvendelse i ulike felt av vitenskap og teknologi. For eksempel brukes krom og dets legeringer til å produsere høyfaste, korrosjonsbestandige belegg i maskinteknikk. Legeringer i form av ferrokrom brukes som metallskjærende verktøy. Kromlegeringer har funnet anvendelse i medisinsk teknologi og i produksjon av kjemisk teknologisk utstyr.

Plassering av krom i det periodiske systemet for kjemiske elementer:

Krom leder den sekundære undergruppen til gruppe VI i det periodiske systemet for grunnstoffer. Den elektroniske formelen er som følger:

24 Cr IS 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 5 4S 1

Ved å fylle orbitalene med elektroner i kromatomet, brytes mønsteret etter hvilket 4S-orbitalen først skal fylles til 4S 2-tilstanden. Men på grunn av det faktum at 3d-orbitalen inntar en mer gunstig energiposisjon i kromatomet, fylles den til verdien 4d 5 . Dette fenomenet er observert i atomer av noen andre elementer i sekundære undergrupper. Krom kan vise oksidasjonstilstander fra +1 til +6. De mest stabile er kromforbindelser med oksidasjonstilstander +2, +3, +6.

Forbindelser av toverdig krom.

Krom (II) oksid CrO er et pyroforisk svart pulver (pyroforisitet - evnen til å antennes i luft i en finknust tilstand). CrO oppløses i fortynnet saltsyre:

CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O

I luft, når den varmes opp over 100 0 C, blir CrO til Cr 2 O 3.

Toverdige kromsalter dannes når krommetall løses opp i syrer. Disse reaksjonene finner sted i en atmosfære av lavaktiv gass (for eksempel H 2), fordi i nærvær av luft oppstår lett oksidasjon av Cr(II) til Cr(III).

Kromhydroksid oppnås i form av et gult bunnfall ved påvirkning av en alkaliløsning på krom(II)klorid:

CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 + 2NaCl

Cr(OH) 2 har grunnleggende egenskaper og er et reduksjonsmiddel. Det hydrerte Cr2+-ionet er blekblått. En vandig løsning av CrCl 2 er blå i fargen. I luft i vandige løsninger omdannes Cr(II)-forbindelser til Cr(III)-forbindelser. Dette er spesielt uttalt i Cr(II)-hydroksid:

4Cr(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Cr(OH)3

Treverdige kromforbindelser.

Krom(III)oksid Cr 2 O 3 er et ildfast grønt pulver. Dens hardhet er nær korund. I laboratoriet kan det oppnås ved å varme opp ammoniumdikromat:

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

Cr 2 O 3 er et amfotert oksid, når det smeltes sammen med alkalier danner det kromitter: Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Kromhydroksid er også en amfoter forbindelse:

Cr(OH)3 + HCl = CrCl3 + 3H2O
Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

Vannfri CrCl 3 har utseendet av mørke lilla blader, er fullstendig uløselig i kaldt vann, og oppløses veldig sakte ved koking. Vannfritt krom (III) sulfat Cr 2 (SO 4) 3 er rosa i fargen og er også lite løselig i vann. I nærvær av reduksjonsmidler danner det lilla kromsulfat Cr 2 (SO 4) 3 * 18H 2 O. Grønne kromsulfathydrater som inneholder mindre vann er også kjent. Kromalun KCr(SO 4) 2 *12H 2 O krystalliserer fra løsninger som inneholder fiolett kromsulfat og kaliumsulfat. En løsning av kromalun blir grønn når den varmes opp på grunn av dannelsen av sulfater.

Reaksjoner med krom og dets forbindelser

Nesten alle kromforbindelser og deres løsninger er intenst farget. Med en fargeløs løsning eller et hvitt bunnfall kan vi med stor sannsynlighet konkludere med at krom er fraværende.

1. La oss varme kraftig i flammen til en brenner på en porselenskopp en slik mengde kaliumdikromat som passer på tuppen av en kniv. Saltet vil ikke frigjøre krystallvann, men vil smelte ved en temperatur på ca. 400 0 C for å danne en mørk væske. La oss varme den i noen minutter til over høy varme. Etter avkjøling dannes det et grønt bunnfall på skåren. La oss løse opp en del av den i vann (den blir gul), og la den andre delen ligge på skåren. Saltet spaltes ved oppvarming, noe som resulterte i dannelsen av løselig gult kaliumkromat K 2 CrO 4 og grønt Cr 2 O 3.
2. Løs opp 3 g pulverisert kaliumbikromat i 50 ml vann. Tilsett litt kaliumkarbonat til den ene delen. Det vil oppløses ved frigjøring av CO 2, og fargen på løsningen vil bli lysegul. Kromat dannes av kaliumdikromat. Hvis du nå tilsetter en 50 % svovelsyreløsning i porsjoner, vil den rød-gule fargen på dikromatet vises igjen.
3. Hell 5 ml i et reagensrør. kaliumbikromatløsning, kok opp med 3 ml konsentrert saltsyre under trykk. Gulgrønn giftig klorgass frigjøres fra løsningen fordi kromatet vil oksidere HCl til Cl 2 og H 2 O. Kromatet i seg selv vil bli til grønt treverdig kromklorid. Den kan isoleres ved å fordampe løsningen, og deretter, smeltet sammen med brus og salpeter, omdannes til kromat.
4. Når en løsning av blynitrat tilsettes, utfelles gult blykromat; Ved interaksjon med en løsning av sølvnitrat dannes et rødbrunt bunnfall av sølvkromat.
5. Tilsett hydrogenperoksid til kaliumdikromatløsningen og surgjør løsningen med svovelsyre. Løsningen får en dyp blå farge på grunn av dannelsen av kromperoksid. Når det ristes med en viss mengde eter, vil peroksidet forvandles til et organisk løsningsmiddel og farge det blått. Denne reaksjonen er spesifikk for krom og er svært følsom. Den kan brukes til å oppdage krom i metaller og legeringer. Først av alt må du løse opp metallet. Ved langvarig koking med 30 % svovelsyre (du kan også tilsette saltsyre), blir krom og mange stål delvis oppløst. Den resulterende løsningen inneholder krom(III)sulfat. For å kunne gjennomføre en deteksjonsreaksjon nøytraliserer vi den først med kaustisk soda. Grågrønt krom(III)hydroksid utfelles, som løses opp i overskudd av NaOH og danner grønt natriumkromitt. Filtrer løsningen og tilsett 30 % hydrogenperoksid. Ved oppvarming vil løsningen bli gul ettersom kromitt oksiderer til kromat. Forsuring vil føre til at løsningen ser blå ut. Den fargede forbindelsen kan ekstraheres ved risting med eter.

Analytiske reaksjoner for kromioner.

1. Tilsett en 2M NaOH-løsning til 3-4 dråper kromkloridløsning CrCl 3 til det første bunnfallet er oppløst. Legg merke til fargen på natriumkromitten som dannes. Varm opp den resulterende løsningen i et vannbad. Hva skjer?
2. Til 2-3 dråper CrCl 3-løsning, tilsett et like stort volum 8 M NaOH-løsning og 3-4 dråper 3 % H 2 O 2-løsning. Varm opp reaksjonsblandingen i et vannbad. Hva skjer? Hvilket bunnfall dannes hvis den resulterende fargede løsningen nøytraliseres, CH 3 COOH tilsettes og deretter Pb(NO 3) 2?
3. Hell 4-5 dråper løsninger av kromsulfat Cr 2 (SO 4) 3, IMH 2 SO 4 og KMnO 4 i reagensrøret. Varm opp reaksjonsblandingen i flere minutter i et vannbad. Legg merke til endringen i fargen på løsningen. Hva forårsaket det?
4. Til 3-4 dråper K 2 Cr 2 O 7-løsning surgjort med salpetersyre, tilsett 2-3 dråper H 2 O 2-løsning og bland. Den nye blå fargen på løsningen skyldes utseendet av perkromsyre H 2 CrO 6:

Cr 2 O 7 2- + 4H 2 O 2 + 2H + = 2H 2 CrO 6 + 3H 2 O

Vær oppmerksom på den raske nedbrytningen av H 2 CrO 6:

2H 2 CrO 6 + 8H+ = 2Cr 3+ + 3O 2 + 6H 2 O
blå grønn farge

Perkromsyre er mye mer stabil i organiske løsemidler.

1. Til 3-4 dråper K 2 Cr 2 O 7-løsning surgjort med salpetersyre, tilsett 5 dråper isoamylalkohol, 2-3 dråper H 2 O 2-løsning og rist reaksjonsblandingen. Laget med organisk løsemiddel som flyter til toppen er farget knallblått. Fargen blekner veldig sakte. Sammenlign stabiliteten til H 2 CrO 6 i organiske og vandige faser.
2. Når CrO 4 2- interagerer med Ba 2+ -ioner, utfelles et gult bunnfall av bariumkromat BaCrO 4.
3. Sølvnitrat danner et mursteinsrødt sølvkromatutfelling med CrO 4 2 -ioner.
4. Ta tre prøverør. Plasser 5-6 dråper K 2 Cr 2 O 7 løsning i en av dem, samme volum K 2 CrO 4 løsning i den andre og tre dråper av begge løsningene i den tredje. Tilsett deretter tre dråper kaliumjodidløsning i hvert reagensglass. Forklar resultatet. Surgjør løsningen i det andre reagensglasset. Hva skjer? Hvorfor?

Underholdende eksperimenter med kromforbindelser

1. En blanding av CuSO 4 og K 2 Cr 2 O 7 blir grønn når alkali tilsettes, og blir gul i nærvær av syre. Ved å varme opp 2 mg glyserol med en liten mengde (NH 4) 2 Cr 2 O 7 og deretter tilsette alkohol, får man etter filtrering en knallgrønn løsning, som blir gul når syre tilsettes, og blir grønn i en nøytral eller alkalisk miljø.
2. Plasser en "rubinblanding" i midten av en hermetikkboks med termitt - forsiktig malt og plasser i aluminiumsfolie Al 2 O 3 (4,75 g) med tilsetning av Cr 2 O 3 (0,25 g). For å forhindre at krukken kjøles ned lenger, er det nødvendig å begrave den under toppkanten i sand, og etter at termitten er satt i brann og reaksjonen begynner, dekk den med et jernark og dekk den med sand. Grav ut krukken på en dag. Resultatet er et rødt rubinpulver.
3. 10 g kaliumdikromat males med 5 g natrium- eller kaliumnitrat og 10 g sukker. Blandingen fuktes og blandes med kollodium. Hvis pulveret komprimeres i et glassrør, og deretter pinnen skyves ut og settes i brann på slutten, vil en "slange" begynne å krype ut, først svart, og etter avkjøling - grønn. En pinne med en diameter på 4 mm brenner med en hastighet på ca. 2 mm per sekund og strekker seg 10 ganger.
4. Hvis du blander løsninger av kobbersulfat og kaliumdikromat og tilsetter litt ammoniakkløsning, vil det dannes et amorft brunt bunnfall av sammensetningen 4СuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O, som løses opp i saltsyre for å danne en gul løsning, og i overkant av ammoniakk oppnås en grønn løsning. Hvis du ytterligere tilsetter alkohol til denne løsningen, vil det dannes et grønt bunnfall, som etter filtrering blir blått, og etter tørking blåfiolett med røde gnister, godt synlig i sterkt lys.
5. Kromoksidet som er igjen etter eksperimentene med "vulkanen" eller "faraos slanger" kan regenereres. For å gjøre dette må du smelte sammen 8 g Cr 2 O 3 og 2 g Na 2 CO 3 og 2,5 g KNO 3 og behandle den avkjølte legeringen med kokende vann. Resultatet er et løselig kromat, som kan omdannes til andre Cr(II)- og Cr(VI)-forbindelser, inkludert det originale ammoniumdikromatet.

Eksempler på redoksoverganger som involverer krom og dets forbindelser

1. Cr 2 O 7 2- -- Cr 2 O 3 -- CrO 2 - -- CrO 4 2- -- Cr 2 O 7 2-

a) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O b) Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaCrO 2 + H 2 O
c) 2NaCrO 2 + 3Br 2 + 8NaOH = 6NaBr + 2Na 2 CrO 4 + 4H 2 O
d) 2Na 2 CrO 4 + 2 HCl = Na 2 Cr 2 O 7 + 2 NaCl + H 2 O

2. Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- CrCl 3 -- Cr 2 O 7 2- -- CrO 4 2-

a) 2Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
b) Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O
c) 2CrCl 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 O = K 2 Cr 2 O 7 + 2Mn(OH) 2 + 6HCl
d) K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O

3. CrO -- Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- Cr(NO 3) 3 -- Cr 2 O 3 -- CrO - 2
Cr 2+

a) CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O
b) CrO + H 2 O = Cr(OH) 2
c) Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
d) Cr(OH)3 + 3HNO3 = Cr(NO3)3 + 3H2O
e) 4Сr(NO 3) 3 = 2Cr 2 O 3 + 12NO 2 + O 2
e) Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaCrO 2 + H 2 O

Kromelement som kunstner

Kjemikere vendte seg ofte til problemet med å lage kunstige pigmenter for maling. På 1700- og 1800-tallet ble teknologien for å produsere mange malingsmaterialer utviklet. Louis Nicolas Vauquelin i 1797, som oppdaget det tidligere ukjente grunnstoffet krom i sibirsk rødmalm, forberedte en ny, bemerkelsesverdig stabil maling - kromgrønn. Dens kromofor er vannholdig krom(III)oksid. Den begynte å bli produsert under navnet "smaragdgrønn" i 1837. Senere foreslo L. Vauquelin flere nye malinger: barytt, sink og kromgul. Over tid ble de erstattet av mer vedvarende gule og oransje kadmiumbaserte pigmenter.

Grønn krom er den mest holdbare og lysbestandige malingen som ikke er mottakelig for atmosfæriske gasser. Kromgrønn grunn i olje har stor dekkevne og er i stand til å tørke raskt, og det er derfor den har vært brukt siden 1800-tallet. det er mye brukt i maleri. Det er av stor betydning i porselensmaling. Faktum er at porselensprodukter kan dekoreres med både underglasur og overglasurmaling. I det første tilfellet påføres maling på overflaten av bare et lett brent produkt, som deretter dekkes med et lag glasur. Deretter følger hovedbrenningen med høy temperatur: for å sintre porselensmassen og smelte glasuren varmes produktene opp til 1350 - 1450 0 C. Svært få malinger tåler så høy temperatur uten kjemiske endringer, og i den gamle dager var det bare to av dem - kobolt og krom. Svart koboltoksyd påført overflaten av et porselensprodukt smelter sammen med glasuren under brenning, og interagerer kjemisk med den. Som et resultat dannes det knallblå koboltsilikater. Alle kjenner godt til dette koboltdekorerte blå porselensserviset. Krom(III)oksid reagerer ikke kjemisk med komponentene i glasuren og ligger ganske enkelt mellom porselenskårene og den gjennomsiktige glasuren som et "blindt" lag.

I tillegg til kromgrønn bruker kunstnere maling hentet fra volkonskoite. Dette mineralet fra gruppen montmorillonitter (et leirmineral av underklassen av komplekse silikater Na(Mo,Al), Si 4 O 10 (OH) 2 ble oppdaget i 1830 av den russiske mineralogen Kemmerer og navngitt til ære for M.N. Volkonskaya, datter av helten fra slaget ved Borodino, general N. .N. Raevsky, kone til Decembrist S.G. Volkonsky. Volkonskoite er en leire som inneholder opptil 24 % kromoksid, samt aluminium og jern (III) oksider. Sammensetningen av mineralet, som finnes i Ural-, Perm- og Kirov-regionene, er inkonsekvent.bestemmer dens varierte farge - fra fargen på vintermørket gran til den lyse grønne fargen på en myrfrosk.

Pablo Picasso henvendte seg til geologene i landet vårt med en forespørsel om å studere reservene av volkonskoite, som produserer maling med en unik frisk tone. For tiden er det utviklet en metode for å produsere kunstig volkonskoitt. Det er interessant å merke seg at, ifølge moderne forskning, brukte russiske ikonmalere maling fra dette materialet tilbake i middelalderen, lenge før dets "offisielle" oppdagelse. Guinier greener (opprettet i 1837), hvis kromoform er kromoksidhydrat Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, hvor en del av vannet er kjemisk bundet og en del er adsorbert, var også kjent blant kunstnere. Dette pigmentet gir malingen en smaragdfarge.

nettside, ved kopiering av materiale helt eller delvis, kreves en lenke til kilden.

Krom er et kjemisk grunnstoff med atomnummer 24. Det er et hardt, skinnende, stålgrå metall som polerer godt og ikke anløper. Brukes i legeringer som rustfritt stål og som belegg. Menneskekroppen krever små mengder trivalent krom for å metabolisere sukker, men Cr(VI) er svært giftig.

Ulike kromforbindelser, som krom(III)oksid og blykromat, er fargerike og brukes i maling og pigmenter. Den røde fargen på rubin skyldes tilstedeværelsen av dette kjemiske elementet. Noen stoffer, spesielt natrium, er oksidasjonsmidler som brukes til å oksidere organiske forbindelser og (sammen med svovelsyre) til å rengjøre laboratorieglass. I tillegg brukes krom (VI) oksid i produksjonen av magnetbånd.

Oppdagelse og etymologi

Historien om oppdagelsen av det kjemiske elementet krom er som følger. I 1761 fant Johann Gottlob Lehmann et oransjerødt mineral i Uralfjellene og kalte det «sibirrødt bly». Selv om det feilaktig ble identifisert som en forbindelse av bly med selen og jern, var materialet faktisk blykromat med den kjemiske formelen PbCrO 4 . I dag er det kjent som mineralet krokonte.

I 1770 besøkte Peter Simon Pallas stedet der Lehmann fant det røde blymineralet, som hadde svært nyttige egenskaper som pigment i maling. Bruken av sibirrødt bly som maling utviklet seg raskt. I tillegg har den knallgule fargen på krokont blitt moteriktig.

I 1797 fikk Nicolas-Louis Vauquelin prøver av rødt. Ved å blande krokonte med saltsyre fikk han CrO 3 oksid. Krom ble isolert som et kjemisk grunnstoff i 1798. Vauquelin oppnådde det ved å varme opp oksidet med trekull. Han var også i stand til å oppdage spor av krom i edelstener som rubin og smaragd.

På 1800-tallet ble Cr først og fremst brukt i fargestoffer og solingsalter. I dag brukes 85 % av metallet i legeringer. Resten brukes i den kjemiske, ildfaste og støperiindustrien.

Uttalen av det kjemiske elementet krom tilsvarer det greske χρῶμα, som betyr "farge", på grunn av mangfoldet av fargede forbindelser som kan oppnås fra det.

Utvinning og produksjon

Grunnstoffet er produsert av kromitt (FeCr 2 O 4). Omtrent halvparten av verdens malm utvinnes i Sør-Afrika. I tillegg er Kasakhstan, India og Türkiye de største produsentene. Det er nok utforskede forekomster av kromitt, men geografisk er de konsentrert i Kasakhstan og Sør-Afrika.

Forekomster av naturlig krommetall er sjeldne, men de eksisterer. For eksempel er det utvunnet ved Udachnaya-gruven i Russland. Den er rik på diamanter, og det reduserende miljøet bidro til å produsere rent krom og diamanter.

For industriell metallproduksjon behandles kromittmalm med smeltet alkali (kaustisk soda, NaOH). I dette tilfellet dannes natriumkromat (Na 2 CrO 4), som reduseres med karbon til oksidet Cr 2 O 3. Metallet produseres ved å varme opp oksidet i nærvær av aluminium eller silisium.

I 2000 ble omtrent 15 millioner tonn kromittmalm utvunnet og bearbeidet til 4 millioner tonn ferrokrom, en 70 % krom-jernlegering, med en omtrentlig markedsverdi på 2,5 milliarder USD.

Hovedtrekk

Egenskapene til det kjemiske elementet krom skyldes det faktum at det er et overgangsmetall fra den fjerde perioden i det periodiske systemet og ligger mellom vanadium og mangan. Inkludert i gruppe VI. Smelter ved en temperatur på 1907 °C. I nærvær av oksygen danner krom raskt et tynt lag med oksyd, som beskytter metallet mot ytterligere interaksjon med oksygen.

Som et overgangselement reagerer det med stoffer i forskjellige proporsjoner. Dermed danner den forbindelser der den har forskjellige oksidasjonstilstander. Krom er et kjemisk grunnstoff med grunntilstandene +2, +3 og +6, hvorav +3 er den mest stabile. I tillegg observeres i sjeldne tilfeller tilstander +1, +4 og +5. Kromforbindelser i +6 oksidasjonstilstand er sterke oksidasjonsmidler.

Hvilken farge er krom? Det kjemiske elementet gir rubinfargen. Cr 2 O 3 som brukes til brukes også som et pigment kalt kromgrønt. Dens salter farge glass smaragdgrønn. Krom er det kjemiske elementet hvis tilstedeværelse gjør rubiner røde. Derfor brukes det i produksjonen av syntetiske rubiner.

Isotoper

Isotoper av krom har atomvekter fra 43 til 67. Vanligvis består dette kjemiske elementet av tre stabile former: 52 Cr, 53 Cr og 54 Cr. Av disse er 52 Cr den vanligste (83,8 % av alt naturlig krom). I tillegg er 19 radioisotoper beskrevet, hvorav den mest stabile er 50 Cr med en halveringstid på over 1,8x10 17 år. 51 Cr har en halveringstid på 27,7 dager, og for alle andre radioaktive isotoper overstiger den ikke 24 timer, og for de fleste varer den mindre enn ett minutt. Elementet har også to metatilstander.

Isotoper av krom i jordskorpen følger som regel med isotoper av mangan, som brukes i geologi. 53 Cr dannes under det radioaktive forfallet på 53 Mn. Mn/Cr-isotopforholdet forsterker andre ledetråder om solsystemets tidlige historie. Endringer i 53 Cr/52 Cr- og Mn/Cr-forholdene fra forskjellige meteoritter beviser at nye atomkjerner ble skapt like før dannelsen av solsystemet.

Kjemisk element krom: egenskaper, formel for forbindelser

Krom(III)oksid Cr 2 O 3, også kjent som seskvioksid, er en av de fire oksidene til dette kjemiske elementet. Det er hentet fra kromitt. Den grønne fargeblandingen kalles vanligvis "kromgrønn" når den brukes som pigment for emalje- og glassmaling. Oksydet kan oppløses i syrer, danne salter og i smeltet alkali - kromitt.

Kaliumdikromat

K 2 Cr 2 O 7 er et kraftig oksidasjonsmiddel og er foretrukket som et middel for å rense laboratorieglass fra organisk materiale. Til dette formål brukes den mettede løsningen, men noen ganger erstattes den med natriumbikromat, basert på den høyere løseligheten til sistnevnte. I tillegg kan den regulere oksidasjonsprosessen til organiske forbindelser, og konvertere primær alkohol til aldehyd og deretter til karbondioksid.

Kaliumdikromat kan forårsake krom dermatitt. Krom vil sannsynligvis forårsake sensibilisering som fører til utvikling av dermatitt, spesielt i hender og underarmer, som er kronisk og vanskelig å kurere. Som andre Cr(VI)-forbindelser er kaliumdikromat kreftfremkallende. Det må håndteres med hansker og passende verneutstyr.

Kromsyre

Forbindelsen har den hypotetiske strukturen H 2 CrO 4 . Verken krom- eller dikromatiske syrer forekommer i naturen, men deres anioner finnes i forskjellige stoffer. "Kromsyren" som kan finnes på salg er faktisk dens syreanhydrid - CrO 3 trioksid.

Bly(II) kromat

PbCrO 4 har en lys gul farge og er praktisk talt uløselig i vann. Av denne grunn har den funnet bruk som et fargepigment kalt krongult.

Cr og femverdig binding

Krom utmerker seg ved sin evne til å danne femverdige bindinger. Forbindelsen dannes av Cr(I) og et hydrokarbonradikal. En femverdig binding dannes mellom to kromatomer. Formelen kan skrives som Ar-Cr-Cr-Ar, der Ar representerer en spesifikk aromatisk gruppe.

applikasjon

Krom er et kjemisk grunnstoff hvis egenskaper har gitt det mange forskjellige bruksområder, noen av dem er listet opp nedenfor.

Det gir metaller korrosjonsbestandighet og en blank overflate. Derfor inngår krom i legeringer som rustfritt stål, brukt for eksempel i bestikk. Den brukes også til forkromning.

Krom er en katalysator for ulike reaksjoner. Den brukes til å lage former for brenning av murstein. Saltene brukes til å garve lær. Kaliumbikromat brukes til oksidasjon av organiske forbindelser som alkoholer og aldehyder, samt til rengjøring av laboratorieglass. Den fungerer som et fikseringsmiddel for stofffarging og brukes også i fotografering og fotoutskrift.

CrO 3 brukes til å lage magnetbånd (for eksempel for lydopptak), som har bedre egenskaper enn filmer med jernoksid.

Rolle i biologi

Trivalent krom er et kjemisk element som er nødvendig for metabolismen av sukker i menneskekroppen. I kontrast er seksverdig Cr svært giftig.

Forebyggende tiltak

Krommetall- og Cr(III)-forbindelser anses generelt ikke som en helsefare, men stoffer som inneholder Cr(VI) kan være giftige ved inntak eller innånding. De fleste av disse stoffene er irriterende for øyne, hud og slimhinner. Ved kronisk eksponering kan krom(VI)-forbindelser forårsake øyeskade hvis de ikke behandles riktig. I tillegg er det et anerkjent kreftfremkallende stoff. Den dødelige dosen av dette kjemiske elementet er omtrent en halv teskje. I henhold til anbefalingene fra Verdens helseorganisasjon er den maksimalt tillatte konsentrasjonen av Cr (VI) i drikkevann 0,05 mg per liter.

Fordi kromforbindelser brukes i fargestoffer og for å garve lær, finnes de ofte i jord og grunnvann fra forlatte industriområder som krever miljøopprydding og sanering. Primer som inneholder Cr(VI) er fortsatt mye brukt i fly- og bilindustrien.

Elementegenskaper

De viktigste fysiske egenskapene til krom er som følger:

• Atomnummer: 24.
• Atomvekt: 51.996.
• Smeltepunkt: 1890 °C.
• Kokepunkt: 2482 °C.
• Oksidasjonstilstand: +2, +3, +6.
• Elektronkonfigurasjon: 3d 5 4s 1.

1) Krom(III)oksid.

Kromoksid kan oppnås:

Termisk dekomponering av ammoniumdikromat:

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

Reduksjon av kaliumdikromat med karbon (koks) eller svovel:

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

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

Krom(III)oksid har amfotere egenskaper.

Krom(III)oksid danner salter med syrer:

Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O

Når krom(III)oksid smeltes sammen med oksider, hydroksyder og karbonater av alkali- og jordalkalimetaller, dannes kromater (III)(kromitter):

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

Сr 2 O 3 + Na 2 CO 3 2 NaCrO 2 + CO 2

Med alkaliske smelter av oksidasjonsmidler – kromater (VI) (kromater)

Cr 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O

Cr 2 O 3 + 3Br 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 5H 2 O

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

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

Сr 2 O 3 + 3NaNO 3 + 2Na 2 CO 3 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2 + 3NaNO 2

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

2) Krom(III)hydroksid

Krom(III)hydroksid har amfotere egenskaper.

2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O

2Cr(OH)3 + 3Br2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O

3) Krom(III)-salter

2CrCl 3 + 3Br 2 + 16KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 6KCl + 8H 2 O

2CrCl 3 + 3H 2 O 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6 NaCl + 8H 2 O

Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O

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

Cr 2 (SO 4) 3 + 6KMnO 4 + 16KOH = 2K 2 CrO 4 + 6K 2 MnO 4 + 3K 2 SO 4 + 8H 2 O.

2Na 3 + 3Br 2 + 4NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6 NaBr + 8H 2 O

2K 3 + 3Br 2 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 8H 2 O

2KCrO2 + 3PbO2 + 8KOH = 2K2CrO4 + 3K2PbO2 + 4H2O

Cr 2 S 3 + 30HNO 3 (kons.) = 2Cr(NO 3) 3 + 3H 2 SO 4 + 24NO 2 + 12H 2 O

2CrCl3 + Zn = 2CrCl2 + ZnCl2

Kromater (III) reagerer lett med syrer:

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

NaCrO 2 + 4 HCl (overskudd) = CrCl 3 + NaCl + 2H 2 O

K 3 + 3CO 2 = Cr(OH) 3 ↓ + 3NaHCO 3

I løsning gjennomgår de fullstendig hydrolyse

NaCrO 2 + 2H 2 O = Cr(OH) 3 ↓ + NaOH

De fleste kromsalter er svært løselige i vann, men hydrolyseres lett:

Cr 3+ + HOH ↔ CrOH 2+ + H+

СrCl 3 + HOH ↔ CrOHCl 2 + HCl

Salter dannet av krom (III) kationer og et svakt eller flyktig syreanion blir fullstendig hydrolysert i vandige løsninger:

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

Krom(VI)-forbindelser

1) Krom (VI) oksid.

Krom(VI)oksid. Svært giftig!

Krom(VI)-oksid kan fremstilles ved innvirkning av konsentrert svovelsyre på tørre kromater eller dikromater:

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

Surt oksid som interagerer med basiske oksider, baser, vann:

CrO 3 + Li 2 O → Li 2 CrO 4

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4

2CrO3 + H2O = H2Cr2O7

Krom (VI) oksid er et sterkt oksidasjonsmiddel: det oksiderer karbon, svovel, jod, fosfor og blir til krom (III) oksid

4CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2.

4CrO3 + 3S = 2Cr2O3 + 3SO2

Oksidasjon av salter:

2CrO 3 + 3K 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 3K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Oksidasjon av organiske forbindelser:

4CrO3 + C 2 H 5 OH + 6H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4) 2 + 2CO 2 + 9H 2 O

Sterke oksidasjonsmidler er salter av kromsyrer - kromater og dikromater. Reduksjonsproduktene er krom(III)-derivater.

I et nøytralt miljø dannes krom (III) hydroksyd:

K 2 Cr 2 O 7 + 3Na 2 SO 3 + 4H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

2K 2 CrO 4 + 3(NH 4) 2S + 2H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3S↓ + 6NH 3 + 4KOH

I alkaliske hydroksokromater (III):

2K 2 CrO 4 + 3NH 4 HS + 5H 2 O + 2KOH = 3S + 2K 3 + 3NH 3 H 2 O

2Na 2 CrO 4 + 3SO 2 + 2H 2 O + 8NaOH = 2Na 3 + 3Na 2 SO 4

2Na 2 CrO 4 + 3Na 2 S + 8H 2 O = 3S + 2Na 3 + 4NaOH

I sure - krom (III) salter:

3H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3S + 7H 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 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3S + 7H 2 O

8K 2 Cr 2 O 7 + 3Ca 3 P 2 + 64HCl = 3Ca 3 (PO 4) 2 + 16CrCl 3 + 16KCl + 32H 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

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3KNO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3KNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 7H 2 O + 2KCl

K 2 Cr 2 O 7 + 3SO 2 + 8HCl = 2KCl + 2CrCl 3 + 3H 2 SO 4 + H 2 O

2K 2 CrO 4 + 16HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 8H 2 O + 4KCl

Gjenopprettingsproduktet i forskjellige miljøer kan representeres skjematisk:

H 2 O Cr(OH) 3 grågrønt bunnfall

K 2 CrO 4 (CrO 4 2–)

OH – 3 – smaragdgrønn løsning

K 2 Cr 2 O 7 (Cr 2 O 7 2–) H + Cr 3+ blåfiolett løsning

Salter av kromsyre - kromater - er gule, og salter av dikromsyre - dikromater - er oransje. Ved å endre reaksjonen til løsningen er det mulig å utføre gjensidig omdannelse av kromater til dikromater:

2K 2 CrO 4 + 2 HCl (fortynnet) = 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

surt miljø

2СrO 4 2 – + 2H + Cr 2 O 7 2– + H 2 O

alkalisk miljø

Krom. Kromforbindelser.

1. Krom(III)sulfid ble behandlet med vann, gass ble frigjort og en uløselig substans ble igjen. En løsning av natriumhydroksid ble tilsatt til dette stoffet og klorgass ble ført gjennom, og løsningen fikk en gul farge. Løsningen ble surgjort med svovelsyre, som et resultat endret fargen til oransje; Gassen som ble frigjort når sulfidet ble behandlet med vann ble ført gjennom den resulterende løsningen, og fargen på løsningen endret seg til grønn. Skriv likningene for reaksjonene som er beskrevet.

2. Etter en kort oppvarming av et ukjent pulveraktig stoff av et oransje stoff, begynner et oransjefarget stoff en spontan reaksjon, som er ledsaget av en endring i farge til grønt, frigjøring av gass og gnister. Den faste resten ble blandet med kaliumhydroksid og oppvarmet, den resulterende substans ble tilsatt til en fortynnet løsning av saltsyre, og det ble dannet et grønt bunnfall som oppløses i overskudd av syre. Skriv likningene for reaksjonene som er beskrevet.

3. To salter gjør flammen lilla. En av dem er fargeløs, og når den varmes litt opp med konsentrert svovelsyre, destilleres væsken som kobber oppløses i; sistnevnte transformasjon er ledsaget av frigjøring av brun gass. Når et andre salt av en svovelsyreløsning tilsettes til løsningen, endres den gule fargen på løsningen til oransje, og når den resulterende løsningen nøytraliseres med alkali, gjenopprettes den opprinnelige fargen. Skriv likningene for reaksjonene som er beskrevet.

4. Trivalent kromhydroksid ble behandlet med saltsyre. Potaske ble tilsatt til den resulterende løsningen, bunnfallet som ble dannet ble separert og tilsatt til en konsentrert løsning av kaliumhydroksid, som et resultat av at bunnfallet ble oppløst. Etter tilsetning av overskudd av saltsyre ble en grønn løsning oppnådd. Skriv likningene for reaksjonene som er beskrevet.

5. Når fortynnet saltsyre ble tilsatt løsningen av et gult salt, som farger flammefiolett, endret fargen seg til oransje-rød. Etter å ha nøytralisert løsningen med konsentrert alkali, gikk fargen på løsningen tilbake til sin opprinnelige farge. Når bariumklorid tilsettes til den resulterende blandingen, dannes et gult bunnfall. Bunnfallet ble filtrert og en løsning av sølvnitrat ble tilsatt til filtratet. Skriv likningene for reaksjonene som er beskrevet.

6. Soda ble tilsatt til løsningen av treverdig kromsulfat. Det resulterende bunnfallet ble separert, overført til en løsning av natriumhydroksid, brom ble tilsatt og oppvarmet. Etter å ha nøytralisert reaksjonsproduktene med svovelsyre, får løsningen en oransje farge, som forsvinner etter å ha ført svoveldioksid gjennom løsningen. Skriv likningene for reaksjonene som er beskrevet.

7) Krom(III)sulfidpulver ble behandlet med vann. Det resulterende grågrønne bunnfallet ble behandlet med klorvann i nærvær av kaliumhydroksid. En løsning av kaliumsulfitt ble tilsatt til den resulterende gule løsningen, og det ble igjen dannet et grågrønt bunnfall som ble kalsinert til massen var konstant. Skriv likningene for reaksjonene som er beskrevet.

8) Krom(III)sulfidpulver ble oppløst i svovelsyre. Samtidig ble gass sluppet ut og en løsning ble dannet. Et overskudd av ammoniakkløsning ble tilsatt til den resulterende løsning, og gassen ble ført gjennom en blynitratløsning. Det resulterende sorte bunnfallet ble hvitt etter behandling med hydrogenperoksid. Skriv likningene for reaksjonene som er beskrevet.

9) Ammoniumdikromat spaltes ved oppvarming. Det faste dekomponeringsproduktet ble oppløst i svovelsyre. En løsning av natriumhydroksid ble tilsatt til den resulterende løsning inntil det ble dannet et bunnfall. Ved ytterligere tilsetning av natriumhydroksid til bunnfallet ble det oppløst. Skriv likningene for reaksjonene som er beskrevet.

10) Krom(VI)oksid reagerte med kaliumhydroksid. Det resulterende stoffet ble behandlet med svovelsyre, og et oransje salt ble isolert fra den resulterende løsningen. Dette saltet ble behandlet med hydrobromsyre. Det resulterende enkle stoffet reagerte med hydrogensulfid. Skriv likningene for reaksjonene som er beskrevet.

11. Krom ble brent i klor. Det resulterende saltet reagerte med en løsning inneholdende hydrogenperoksid og natriumhydroksid. Overskudd av svovelsyre ble tilsatt til den resulterende gule løsningen, og fargen på løsningen ble endret til oransje. Når kobber(I)oksid reagerte med denne løsningen, ble fargen på løsningen blågrønn. Skriv likningene for reaksjonene som er beskrevet.

12. Natriumnitrat ble smeltet sammen med krom(III)oksid i nærvær av natriumkarbonat. Gassen som ble frigjort reagerte med et overskudd av bariumhydroksidløsning, og dannet et hvitt bunnfall. Bunnfallet ble oppløst i et overskudd av saltsyreløsning og sølvnitrat ble tilsatt til den resulterende løsning inntil utfellingen stoppet. Skriv likningene for reaksjonene som er beskrevet.

13. Kalium ble smeltet sammen med svovel. Det resulterende salt ble behandlet med saltsyre. Gassen som ble frigjort ble ført gjennom en løsning av kaliumbikromat i svovelsyre. det utfelte gule stoffet ble filtrert og smeltet med aluminium. Skriv likningene for reaksjonene som er beskrevet.

14. Krom ble brent i kloratmosfære. Kaliumhydroksid ble tilsatt dråpevis til det resulterende saltet inntil utfellingen stoppet. Det resulterende bunnfallet ble oksidert med hydrogenperoksid i natriumhydroksid og inndampet. Et overskudd av en varm løsning av konsentrert saltsyre ble tilsatt til den resulterende faste rest. Skriv likningene for reaksjonene som er beskrevet.

Krom. Kromforbindelser.

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

2Cr(OH) 3 + 3Cl 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6 NaCl + 8H 2 O

Na 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3H 2 S = Cr 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 3S↓ + 7H 2 O

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

Cr 2 O 3 + 2KOH 2KCrO 2 + H 2 O

KCrO 2 + H 2 O + HCl = KCl + Cr(OH) 3 ↓

Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O

3) KNO 3 (tv.) + H 2 SO 4 (kons.) HNO 3 + KHSO 4

4HNO 3 + Cu = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

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

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

4) Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O

2CrCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6KCl

Cr(OH)3 + 3KOH = K3

K3 + 6HCl = CrCl3 + 3KCl + 6H2O

5) 2K 2 CrO 4 + 2 HCl = K 2 Cr 2 O 7 + 2 KCl + H 2 O

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

K 2 CrO 4 + BaCl 2 = BaCrO 4 ↓ + 2 KCl

KCl + AgNO 3 = AgCl↓ + KNO 3

6) Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 3K 2 SO 4

2Cr(OH)3 + 3Br2 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O

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

Na 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + 3SO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O

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

2Cr(OH) 3 + 3Cl 2 + 10KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KCl + 8H 2 O

2K 2 CrO 4 + 3K 2 SO 3 + 5H 2 O = 2Cr(OH) 2 + 3K 2 SO 4 + 4KOH

2Cr(OH)3Cr2O3 + 3H2O

8) Cr 2 S 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S

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

H 2S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2HNO 3

PbS + 4H 2 O 2 = PbSO 4 + 4 H 2 O

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

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

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3

10) CrO 3 + 2KOH = K 2 CrO 4 + H 2 O

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

K 2 Cr 2 O 7 + 14HBr = 3Br 2 + 2CrBr 3 + 7H 2 O + 2KBr

Br2 + H2S = S + 2HBr

11) 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

2CrCl 3 + 10NaOH + 3H 2 O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 6 NaCl + 8H 2 O

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

Na 2 Cr 2 O 7 + 3Cu 2 O + 10H 2 SO 4 = 6CuSO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 10H 2 O

12) 3NaNO 3 + Cr 2 O 3 + 2Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + 3 NaNO 2 + 2CO 2

CO 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

BaCO 3 + 2 HCl = BaCl 2 + CO 2 + H 2 O

BaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl↓ + Ba(NO 3) 2

13) 2K + S = K 2S

K2S + 2HCl = 2KCl + H2S

3H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = 3S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

3S + 2Al = Al 2S 3

14) 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

CrCl3 + 3KOH = 3KCl + Cr(OH)3 ↓

2Cr(OH)3 + 3H 2 O 2 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 8H 2 O

2K 2 CrO 4 + 16HCl = 2CrCl 3 + 4KCl + 3Cl 2 + 8H 2 O

Ikke-metaller.

IV A-gruppe (karbon, silisium).

Karbon. Karbonforbindelser.

I. Karbon.

Karbon kan oppvise både reduserende og oksiderende egenskaper. Karbon har reduserende egenskaper med enkle stoffer dannet av ikke-metaller med en høyere elektronegativitetsverdi sammenlignet med det (halogener, oksygen, svovel, nitrogen), samt med metalloksider, vann og andre oksidasjonsmidler.

Når det varmes opp med overflødig luft, brenner grafitt og danner karbonmonoksid (IV):

når det er mangel på oksygen kan du få CO

Amorft karbon reagerer med fluor allerede ved romtemperatur.

C + 2F 2 = CF 4

Ved oppvarming med klor:

C + 2Cl 2 = CCl 4

Ved sterkere oppvarming reagerer karbon med svovel og silisium:

Under påvirkning av en elektrisk utladning, kombineres karbon med nitrogen, og danner diacin:

2C + N 2 → N ≡ C – C ≡ N

I nærvær av en katalysator (nikkel) og ved oppvarming, reagerer karbon med hydrogen:

C + 2H2 = CH 4

Med vann danner varm koks en blanding av gasser:

C + H 2 O = CO + H 2

De reduserende egenskapene til karbon brukes i pyrometallurgi:

C + CuO = Cu + CO

Når det varmes opp med oksider av aktive metaller, danner karbon karbider:

3C + CaO = CaC2 + CO

9C + 2Al 2 O 3 = Al 4 C 3 + 6CO

2C + Na 2 SO 4 = Na 2 S + CO 2

2C + Na2CO3 = 2Na +3CO

Karbon oksideres av slike sterke oksidasjonsmidler som konsentrert svovelsyre og salpetersyre og andre oksidasjonsmidler:

C + 4HNO 3 (kons.) = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 (kons.) = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O

3C + 8H 2 SO 4 + 2K 2 Cr 2 O 7 = 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 3CO 2 + 8H 2 O

I reaksjoner med aktive metaller utviser karbon egenskapene til et oksidasjonsmiddel. I dette tilfellet dannes karbider:

4C + 3Al = Al4C3

Karbider gjennomgår hydrolyse og danner hydrokarboner:

Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4

CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2

Krom og dets forbindelser brukes aktivt i industriell produksjon, spesielt i metallurgi, kjemisk og ildfast industri.

Krom Cr er et kjemisk element av gruppe VI i Mendeleevs periodiske system, atomnummer 24, atommasse 51,996, atomradius 0,0125, radius av Cr2+ ioner - 0,0084; Cr3+ - 0,0064; Cr4+ - 6,0056.

Krom viser oksidasjonstilstander henholdsvis +2, +3, +6, har valenser II, III, VI.

Krom er et hardt, duktilt, ganske tungt, formbart metall med en stålgrå farge.

Det koker ved 2469 0 C, smelter ved 1878 ± 22 0 C. Det har alle de karakteristiske egenskapene til metaller - det leder varme godt, gir nesten ingen motstand mot elektrisk strøm, og har den glansen som ligger i de fleste metaller. Og samtidig er den motstandsdyktig mot korrosjon i luft og vann.

Urenheter av oksygen, nitrogen og karbon, selv i de minste mengder, endrer for eksempel de fysiske egenskapene til krom dramatisk, og gjør det svært sprøtt. Men dessverre er det veldig vanskelig å skaffe krom uten disse urenhetene.

Strukturen til krystallgitteret er kroppssentrert kubisk. Et trekk ved krom er en skarp endring i dets fysiske egenskaper ved en temperatur på omtrent 37 °C.

6. Typer kromforbindelser.

Krom(II)oksid CrO (basisk) er et sterkt reduksjonsmiddel, ekstremt ustabilt i nærvær av fuktighet og oksygen. Har ingen praktisk betydning.

Krom(III)oksid Cr2O3 (amfoterisk) er stabil i luft og i løsninger.

Cr2O3 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + H2O

Cr2O3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O

Dannes når visse krom(VI)-forbindelser varmes opp, for eksempel:

4CrO3 2Cr2O3 + 3O2

(NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O

4Cr + 3O2 2Cr2O3

Krom(III)oksid brukes til å redusere lavrent krommetall med aluminium (aluminiumtermi) eller silisium (silikotermi):

Cr203 +2Al = Al203 +2Cr

2Cr2O3 + 3Si = 3SiO3 + 4Cr

Krom (VI) oksid CrO3 (sur) - mørke karmosinrøde nåleformede krystaller.

Fremstilt ved påvirkning av et overskudd av konsentrert H2SO4 på en mettet vandig løsning av kaliumbikromat:

K2Cr2O7 + 2H2SO4 = 2CrO3 + 2KHSO4 + H2O

Krom (VI) oksid er et sterkt oksidasjonsmiddel, en av de giftigste kromforbindelsene.

Når CrO3 løses i vann, dannes kromsyre H2CrO4

CrO3 + H2O = H2CrO4

Surt kromoksid, som reagerer med alkalier, danner gule kromater CrO42

CrO3 + 2KOH = K2CrO4 + H2O

2. Hydroksyder

Krom(III)hydroksid har amfotere egenskaper, og løses opp begge i

syrer (oppfører seg som en base) og alkalier (oppfører seg som en syre):

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O

Cr(OH)3 + KOH = K

Når krom(III)hydroksid kalsineres, dannes krom(III)oksid Cr2O3.

Uløselig i vann.

2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O

3. Syrer

Kromsyrer, tilsvarende dens oksidasjonstilstand +6 og forskjellig i forholdet mellom antall CrO3- og H2O-molekyler, eksisterer bare i form av løsninger. Når det sure oksidet CrO3 er oppløst, dannes monokromsyre (ganske enkelt krom) H2CrO4.

CrO3 + H2O = H2CrO4

Forsuring av en løsning eller en økning i CrO3 i den fører til syrer med den generelle formelen nCrO3 H2O

med n=2, 3, 4 er disse henholdsvis di-, tri-, tetrokromsyrer.

Den sterkeste av dem er dichrome, det vil si H2Cr2O7. Kromsyrer og deres salter er sterke oksidasjonsmidler og giftige.

Det er to typer salter: kromitter og kromater.

Kromitter med den generelle formelen RCrO2 kalles salter av kromsyre HCrO2.

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

Kromitter har forskjellige farger - fra mørkebrune til helt svarte og finnes vanligvis i form av faste masser. Kromitt er mykere enn mange andre mineraler; smeltepunktet til kromitt avhenger av sammensetningen - 1545-1730 0 C.

Kromitt har en metallisk glans og er nesten uløselig i syrer.

Kromater er salter av kromsyrer.

Salter av monokromsyre H2CrO4 kalles monokromater (kromater) R2CrO4, salter av dikromsyre H2Cr2O7-dikromater (bikromater) - R2Cr2O7. Monokromater er vanligvis gule i fargen. De er bare stabile i et alkalisk miljø, og når de blir surgjort, blir de til oransje-røde dikromater:

2Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O