Stepen oksidacije hroma u njegovim amfoternim jedinjenjima. Krom - opšte karakteristike elementa, hemijska svojstva hroma i njegovih jedinjenja. Oksidacijsko stanje hroma u jedinjenjima

hrom oksid (II) i hrom(II) hidroksid su bazične prirode

Cr(OH)+2HCl→CrCl+2HO

Jedinjenja hroma(II) su jaka redukciona sredstva; transformišu se u jedinjenje hroma(III) pod uticajem atmosferskog kiseonika.

2CrCl+ 2HCl → 2CrCl+ H

4Cr(OH)+O+ 2HO→4Cr(OH)

hrom oksid (III) CrO je zeleni prah nerastvorljiv u vodi. Može se dobiti kalcinacijom krom(III) hidroksida ili kalijum i amonijum dihromata:

2Cr(OH)-→CrO+ 3HO

4KCrO-→ 2CrO + 4KCrO + 3O

(NH)CrO-→ CrO+ N+ HO

Teško je komunicirati s koncentriranim otopinama kiselina i lužina:

Cr 2 O 3 + 6 KOH + 3H 2 O = 2K 3 [Cr(OH) 6 ]

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

Krom (III) hidroksid Cr(OH) 3 se dobija delovanjem lužina na rastvore soli hroma (III):

CrCl 3 + 3KOH = Cr(OH) 3 ↓ + 3KCl

Krom (III) hidroksid je sivo-zeleni talog, po prijemu kojeg se alkalija mora uzeti u nedostatku. Ovako dobijen hrom (III) hidroksid, za razliku od odgovarajućeg oksida, lako stupa u interakciju sa kiselinama i alkalijama, tj. pokazuje amfoterna svojstva:

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

Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3 [Cr(OH)6] (heksahidroksokromit K)

Kada se Cr(OH) 3 spoji sa alkalijama, dobijaju se metahromiti i ortohromiti:

Cr(OH) 3 + KOH = KCrO 2 (metakromit K)+ 2H 2 O

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

jedinjenja hroma (VI).

hrom oksid (VI) - CrO 3 – tamnocrvena kristalna supstanca, visoko rastvorljiva u vodi – tipičan kiseli oksid. Ovaj oksid odgovara dvije kiseline:

CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4 (hromna kiselina – nastaje kada ima viška vode)

CrO 3 + H 2 O =H 2 Cr 2 O 7 (dihromna kiselina - formirana pri visokoj koncentraciji krom oksida (3)).

Kromov oksid (6) je vrlo jak oksidant, stoga energično stupa u interakciju s organskim tvarima:

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

Takođe oksidira jod, sumpor, fosfor, ugalj:

3S + 4CrO 3 = 3SO 2 + 2Cr 2 O 3

Kada se zagrije na 250 0 C, hrom oksid (6) se raspada:

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2

Krom oksid (6) može se dobiti djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na čvrste hromate i dihromate:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2CrO 3 + H 2 O

Hromne i dihromne kiseline.

Kromne i dihromne kiseline postoje samo u vodenim rastvorima i formiraju stabilne soli, hromate i dihromate, respektivno. Kromati i njihovi rastvori su žute boje, dihromati su narandžaste boje.

Kromat - CrO 4 2- joni i dihromat - Cr2O 7 2- joni lako se transformišu jedni u druge kada se okruženje rastvora promeni

U kiseloj otopini hromati se pretvaraju u dihromate:

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

U alkalnoj sredini dikromati se pretvaraju u hromate:

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

Kada se razblaži, dihromna kiselina se pretvara u hromnu kiselinu:

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

Zavisnost svojstava jedinjenja hroma od stepena oksidacije.

Redox svojstva jedinjenja hroma.

Reakcije u kiseloj sredini.

U kiseloj sredini, jedinjenja Cr +6 se transformišu u jedinjenja Cr +3 pod dejstvom redukcionih agenasa: H 2 S, SO 2, FeSO 4

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

S -2 – 2e → S 0

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3

Reakcije u alkalnoj sredini.

U alkalnoj sredini, jedinjenja hroma Cr +3 transformišu se u jedinjenja Cr +6 pod dejstvom oksidacionih sredstava: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:

2KCrO 2 +3 Br2 +8NaOH =2Na 2 CrO 4 + 2KBr +4NaBr + 4H 2 O

Cr +3 - 3e → Cr +6

Hrom je element bočne podgrupe 6. grupe 4. perioda periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, sa atomskim brojem 24. Označen je simbolom Cr (lat. Chromium). Jednostavna tvar hrom je tvrdi metal plavičasto-bijele boje.

Hemijska svojstva hroma

U normalnim uslovima, hrom reaguje samo sa fluorom. Na visokim temperaturama (iznad 600°C) stupa u interakciju sa kiseonikom, halogenima, azotom, silicijumom, borom, sumporom, fosforom.

4Cr + 3O 2 – t° →2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 – t° → 2CrCl 3

2Cr + N 2 – t° → 2CrN

2Cr + 3S – t° → Cr 2 S 3

Kada se zagrije, reagira s vodenom parom:

2Cr + 3H 2 O → Cr 2 O 3 + 3H 2

Krom se rastvara u razrijeđenim jakim kiselinama (HCl, H 2 SO 4)

U nedostatku vazduha nastaju soli Cr 2+, a u vazduhu soli Cr 3+.

Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2

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

Prisutnost zaštitnog oksidnog filma na površini metala objašnjava njegovu pasivnost u odnosu na koncentrirane otopine kiselina - oksidatora.

Jedinjenja hroma

Krom(II) oksid i hrom(II) hidroksid su bazične prirode.

Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O

Jedinjenja hroma (II) su jaka redukciona sredstva; transformišu u jedinjenja hroma (III) pod uticajem atmosferskog kiseonika.

2CrCl 2 + 2HCl → 2CrCl 3 + H 2

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3

hrom oksid (III) Cr 2 O 3 je zeleni prah nerastvorljiv u vodi. Može se dobiti kalcinacijom krom(III) hidroksida ili kalijum i amonijum dihromata:

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 (reakcija vulkana)

Amfoterni oksid. Kada se Cr 2 O 3 spoji sa alkalijama, sodom i kiselim solima, dobijaju se jedinjenja hroma sa stepenom oksidacije (+3):

Cr 2 O 3 + 2NaOH → 2NaCrO 2 + H 2 O

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

Kada se spoje sa mješavinom alkalija i oksidacijskog sredstva, jedinjenja hroma se dobijaju u oksidacionom stanju (+6):

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

Krom (III) hidroksid C r (OH) 3 . Amfoterni hidroksid. Sivo-zelena, raspada se pri zagrevanju, gubi vodu i formira zelenu boju metahidroksid CrO(OH). Ne rastvara se u vodi. Precipitira iz rastvora kao sivo-plavi i plavkasto-zeleni hidrat. Reaguje sa kiselinama i alkalijama, ne reaguje sa amonijak hidratom.

Ima amfoterna svojstva - rastvara se i u kiselinama i u lužinama:

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

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

Potvrda: taloženje amonijačnim hidratom iz rastvora soli hroma(III):

Cr 3+ + 3(NH 3 H 2 O) = WITHr(OH) 3 ↓+ ZNN 4+

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2Cr(OH) 3 ↓+ 3Na 2 SO 4 (u višku lužine - talog se rastvara)

Soli hroma (III) imaju ljubičastu ili tamnozelenu boju. Njihova hemijska svojstva podsjećaju na bezbojne soli aluminija.

Cr(III) spojevi mogu pokazivati ​​i oksidirajuća i redukcijska svojstva:

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

Heksavalentna jedinjenja hroma

Krom(VI) oksid CrO 3 - jarko crveni kristali, rastvorljivi u vodi.

Dobija se od kalijum hromata (ili dihromata) i H 2 SO 4 (konc.).

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 je kiseli oksid, sa alkalijama stvara žute hromate CrO 4 2-:

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

U kiseloj sredini hromati se pretvaraju u narandžaste dihromate 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

U alkalnom okruženju, ova reakcija se odvija u suprotnom smjeru:

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

Kalijum dikromat je oksidaciono sredstvo u kiseloj sredini:

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

Kalijum hromat K 2 Cr O 4 . Oxosol. Žuta, nehigroskopna. Topi se bez raspadanja, termički stabilan. Veoma rastvorljiv u vodi ( žuta boja rastvora odgovara jonu CrO 4 2-), blago hidrolizuje anjon. U kiseloj sredini prelazi u K 2 Cr 2 O 7 . Oksidant (slabiji od K 2 Cr 2 O 7). Ulazi u reakcije jonske izmjene.

Kvalitativna reakcija na CrO 4 2- jon - taloženje žutog taloga barijum hromata, koji se raspada u jako kiseloj sredini. Koristi se kao jedkalo za bojenje tkanina, sredstvo za štavljenje kože, selektivno oksidaciono sredstvo i reagens u analitičkoj hemiji.

Jednačine najvažnijih reakcija:

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 (koncentracija, horizont) = 2CrCl 3 +3Cl 2 +8H 2 O+4KCl

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

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

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

Kvalitativna reakcija:

K 2 CrO 4 + BaCl 2 = 2KCl + BaCrO 4 ↓

2BaCrO 4 (t) + 2HCl (dil.) = BaCr 2 O 7 (p) + BaC1 2 + H 2 O

Potvrda: sinterovanje hromita sa potašom u vazduhu:

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

Kalijum dihromat K 2 Cr 2 O 7 . Oxosol. Tehnički naziv hromirani vrh. Narandžasto-crvena, nehigroskopna. Topi se bez raspadanja, a daljim zagrijavanjem se raspada. Veoma rastvorljiv u vodi ( narandžasta Boja rastvora odgovara jonu Cr 2 O 7 2-. U alkalnoj sredini stvara K 2 CrO 4 . Tipično oksidaciono sredstvo u rastvoru i tokom fuzije. Ulazi u reakcije jonske izmjene.

Kvalitativne reakcije- plava boja eteričnog rastvora u prisustvu H 2 O 2, plava boja vodenog rastvora pod dejstvom atomskog vodonika.

Koristi se kao sredstvo za štavljenje kože, jedkalo za bojenje tkanina, komponenta pirotehničkih kompozicija, reagens u analitičkoj hemiji, inhibitor korozije metala, u mešavini sa H 2 SO 4 (konc.) - za pranje hemijskog suđa.

Jednačine najvažnijih reakcija:

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 (konc) = 2CrCl 3 +3Cl 2 +7H 2 O+2KCl (ključanje)

K 2 Cr 2 O 7 (t) +2H 2 SO 4 (96%) ⇌2KHSO 4 +2CrO 3 +H 2 O („smeša hroma“)

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

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

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- (konc.) +2Ag + (razd.) =Ag 2 Cr 2 O 7 (crveno) ↓

Cr 2 O 7 2- (razd.) +H 2 O +Pb 2+ =2H + + 2PbCrO 4 (crveno) ↓

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

Potvrda: tretman K 2 CrO 4 sumpornom kiselinom:

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



Redox svojstva jedinjenja hroma sa različitim stepenom oksidacije.

Chromium. Struktura atoma. Moguća oksidaciona stanja. Kiselinsko-bazna svojstva. Aplikacija.

Cr +24)2)8)13)1

Krom ima oksidaciona stanja od +2, +3 i +6.

Kako se stepen oksidacije povećava, kisela i oksidaciona svojstva se povećavaju. Derivati ​​hroma Cr2+ su veoma jaki redukcioni agensi. Cr2+ jon nastaje u prvoj fazi rastvaranja hroma u kiselinama ili tokom redukcije Cr3+ u kiselom rastvoru cinka. Kada se dehidrira, hidroksid Cr(OH)2 prelazi u Cr2O3. Cr3+ jedinjenja su stabilna na vazduhu. Mogu biti i redukcijski i oksidacijski agensi. Cr3+ se može reducirati u kiseloj otopini cinkom u Cr2+ ili oksidirati u alkalnoj otopini u CrO42- s bromom i drugim oksidantima. Hidroksid Cr(OH)3 (ili bolje rečeno Cr2O3 nH2O) je amfoterno jedinjenje koje formira soli sa Cr3+ katjonom ili soli hromove kiseline HCrO2 - hromite (na primjer, KSrO2, NaCrO2). Cr6+ spojevi: anhidrid hroma CrO3, hromne kiseline i njihove soli, među kojima su najznačajniji hromati i dihromati - jake oksidacione soli.

Koriste se kao otporne na habanje i lijepe galvanske prevlake (hromiranje). Krom se koristi za proizvodnju legura: hrom-30 i krom-90, koje su nezamjenjive za proizvodnju mlaznica za moćne plazma baklje i u zrakoplovnoj industriji.

Krom je hemijski neaktivan. U normalnim uslovima, reaguje samo sa fluorom (iz nemetala), formirajući mešavinu fluorida.

Kromati i dihromati

Kromati nastaju interakcijom CrO3, odnosno rastvora hromnih kiselina sa alkalijama:

SgO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + N2O

Dihromati se dobijaju delovanjem kiselina na hromate:

2 Na2Cr2O4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O

Jedinjenja hroma karakteriziraju redoks reakcije.

Jedinjenja hroma (II) su jaka redukciona sredstva i lako se oksidiraju

4(5gCl2 + O2 + 4HCI = 4CrCl3 + 2H2O

Jedinjenja hroma (!!!) karakterišu redukciona svojstva. Pod uticajem oksidacionih sredstava idu:

na hromate - u alkalnoj sredini,

u dihromatima - u kiseloj sredini.

Cr(OH)3. CrOH + HCl = CrCl + H2O, 3CrOH + 2NaOH = Cr3Na2O3 + 3H2O

Hromati(III) (stari naziv: hromiti).

Jedinjenja hroma odlikuju se redukcijskim svojstvima. Pod uticajem oksidacionih sredstava idu:

na hromate - u alkalnoj sredini,

u dihromatima - u kiseloj sredini.

2Na3 [Cr(OH)6] + 3Br2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O

5Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 11H2O = 3K2Cr2O7 + 2H2Cr2O7 + 6MnSO4 + 9H2SO4

Soli hromnih kiselina u kiseloj sredini su jaki oksidanti:

3Na2SO3 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

Cilj: produbiti znanja učenika o temi časa.

Zadaci:

• okarakterizirati hrom kao jednostavnu supstancu;
• upoznati učenike sa jedinjenjima hroma različitih oksidacionih stanja;
• pokazati zavisnost svojstava jedinjenja od stepena oksidacije;
• pokazuju redoks svojstva jedinjenja hroma;
• nastaviti razvijati vještine učenika za zapisivanje jednadžbi kemijskih reakcija u molekularnom i ionskom obliku i stvaranje elektronske ravnoteže;
• nastaviti razvijati vještine promatranja hemijskog eksperimenta.

Forma lekcije: predavanje sa elementima samostalnog rada studenata i posmatranje hemijskog eksperimenta.

Napredak lekcije

I. Ponavljanje gradiva sa prethodnog časa.

1. Odgovorite na pitanja i izvršite zadatke:

Koji elementi pripadaju podgrupi hroma?

Napišite elektronske formule atoma

Koje su to vrste elemenata?

Koja oksidaciona stanja pokazuju jedinjenja?

Kako se atomski radijus i energija ionizacije mijenjaju iz kroma u volfram?

Možete zamoliti učenike da popune tabelu koristeći tabelarne vrijednosti atomskih radijusa, energije ionizacije i izvuku zaključke.

Uzorak tabele:

2. Poslušajte izvještaj učenika na temu „Elementi podgrupe hroma u prirodi, pripremi i primjeni“.

II. Predavanje.

Pregled predavanja:

1. Chromium.
2. Jedinjenja hroma. (2)
• Krom oksid; (2)
• Krom hidroksid. (2)
1. Jedinjenja hroma. (3)
• Krom oksid; (3)
• Krom hidroksid. (3)
1. Jedinjenja hroma (6)
• Krom oksid; (6)
• Hromne i dihromne kiseline.
1. Zavisnost svojstava jedinjenja hroma od stepena oksidacije.
2. Redox svojstva jedinjenja hroma.

1. Chrome.

Hrom je bijeli, sjajni metal plavičaste nijanse, vrlo tvrd (gustina 7,2 g/cm3), tačka topljenja 1890˚C.

Hemijska svojstva: Krom je neaktivan metal u normalnim uvjetima. To se objašnjava činjenicom da je njegova površina prekrivena oksidnim filmom (Cr 2 O 3). Kada se zagrije, oksidni film se uništava, a krom reagira s jednostavnim tvarima na visokim temperaturama:

• 4Sr +3O 2 = 2Sr 2 O 3
• 2Sr + 3S = Sr 2 S 3
• 2Sr + 3Cl 2 = 2SrSl 3

vježba: sastaviti jednadžbe za reakcije hroma sa dušikom, fosforom, ugljikom i silicijumom; Sastavite elektronsku vagu za jednu od jednadžbi, navedite oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo.

Interakcija hroma sa složenim supstancama:

Na veoma visokim temperaturama, hrom reaguje sa vodom:

• 2Sr + 3N2O = Sr2O3 + 3N2

vježba:

Krom reagira s razrijeđenom sumpornom i hlorovodoničnom kiselinom:

• Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2
• Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2

vježba: sastaviti elektronsku vagu, navesti oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo.

Koncentrovane sumporne hlorovodonične i azotne kiseline pasiviraju hrom.

2. Jedinjenja hroma. (2)

1. krom oksid (2)- CrO je čvrsta, svijetlocrvena supstanca, tipičan bazični oksid (odgovara hrom (2) hidroksidu - Cr(OH) 2), ne otapa se u vodi, ali se rastvara u kiselinama:

• CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O

vježba: sastaviti jednadžbu reakcije u molekularnom i ionskom obliku za interakciju krom oksida (2) sa sumpornom kiselinom.

Krom oksid (2) se lako oksidira na zraku:

• 4CrO+ O 2 = 2Cr 2 O 3

vježba: sastaviti elektronsku vagu, navesti oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo.

Krom oksid (2) nastaje oksidacijom kromovog amalgama atmosferskim kisikom:

2Sr (amalgam) + O 2 = 2SrO

2. hrom hidroksid (2)- Cr(OH) 2 je žuta supstanca, slabo rastvorljiva u vodi, sa izraženim bazičnim karakterom, pa je u interakciji sa kiselinama:

• Cr(OH) 2 + H 2 SO 4 = CrSO 4 + 2H 2 O

vježba: sastaviti jednadžbe reakcije u molekularnom i ionskom obliku za interakciju krom oksida (2) sa hlorovodoničnom kiselinom.

Poput krom(2) oksida, krom(2) hidroksid se oksidira:

• 4 Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Cr(OH) 3

vježba: sastaviti elektronsku vagu, navesti oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo.

Krom hidroksid (2) se može dobiti djelovanjem lužina na hromove soli (2):

• CrCl 2 + 2KOH = Cr(OH) 2 ↓ + 2KCl

vježba: napisati jonske jednačine.

3. Jedinjenja hroma. (3)

1. krom oksid (3)- Cr 2 O 3 – tamnozeleni prah, nerastvorljiv u vodi, vatrostalan, po tvrdoći blizak korundu (odgovara mu hrom hidroksid (3) – Cr(OH) 3). Krom oksid (3) je amfoterne prirode, ali je slabo rastvorljiv u kiselinama i alkalijama. Reakcije sa alkalijama se javljaju tokom fuzije:

• Cr 2 O 3 + 2KOH = 2KSrO 2 (kromit K)+ H 2 O

vježba: sastaviti jednadžbu reakcije u molekularnom i ionskom obliku za interakciju krom oksida (3) s litijum hidroksidom.

Teško je komunicirati s koncentriranim otopinama kiselina i lužina:

• Cr 2 O 3 + 6 KOH + 3H 2 O = 2K 3 [Cr(OH) 6 ]
• Cr 2 O 3 + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2 O

vježba: izraditi jednadžbe reakcije u molekularnom i ionskom obliku za interakciju krom oksida (3) s koncentriranom sumpornom kiselinom i koncentriranom otopinom natrijum hidroksida.

Krom oksid (3) se može dobiti razgradnjom amonijum dihromata:

• (NN 4)2Sr 2 O 7 = N 2 + Sr 2 O 3 +4N 2 O

2. hrom hidroksid (3) Cr(OH) 3 se dobija delovanjem alkalija na rastvore soli hroma (3):

• CrCl 3 + 3KOH = Cr(OH) 3 ↓ + 3KCl

vježba: napisati jonske jednačine

Krom hidroksid (3) je sivo-zeleni talog, po prijemu kojeg se alkalija mora uzeti u nedostatku. Ovako dobijen hrom hidroksid (3), za razliku od odgovarajućeg oksida, lako stupa u interakciju sa kiselinama i alkalijama, tj. pokazuje amfoterna svojstva:

• Cr(OH) 3 + 3HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
• Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3 [Cr(OH)6] (heksahidroksokromit K)

vježba: izraditi jednadžbe reakcije u molekularnom i ionskom obliku za interakciju krom hidroksida (3) sa hlorovodoničnom kiselinom i natrijum hidroksidom.

Kada se Cr(OH) 3 spoji sa alkalijama, dobijaju se metahromiti i ortohromiti:

• Cr(OH) 3 + KOH = KCrO 2 (metakromit K)+ 2H 2 O
• Cr(OH) 3 + KOH = K 3 CrO 3 (ortokromit K)+ 3H 2 O

4. Jedinjenja hroma. (6)

1. krom oksid (6)- CrO 3 – tamnocrvena kristalna supstanca, visoko rastvorljiva u vodi – tipičan kiseli oksid. Ovaj oksid odgovara dvije kiseline:

• CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4 (hromna kiselina – nastaje kada ima viška vode)
• CrO 3 + H 2 O =H 2 Cr 2 O 7 (dihromna kiselina - formirana pri visokoj koncentraciji krom oksida (3)).

Kromov oksid (6) je vrlo jak oksidant, stoga energično stupa u interakciju s organskim tvarima:

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

Takođe oksidira jod, sumpor, fosfor, ugalj:

• 3S + 4CrO 3 = 3SO 2 + 2Cr 2 O 3

vježba: sastaviti jednačine hemijskih reakcija hrom-oksida (6) sa jodom, fosforom, ugljem; kreirajte elektronsku ravnotežu za jednu od jednačina, navedite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo

Kada se zagrije na 250 0 C, hrom oksid (6) se raspada:

• 4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2

Krom oksid (6) može se dobiti djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na čvrste hromate i dihromate:

• K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2CrO 3 + H 2 O

2. Hromne i dihromne kiseline.

Kromne i dihromne kiseline postoje samo u vodenim rastvorima i formiraju stabilne soli, hromate i dihromate, respektivno. Kromati i njihovi rastvori su žute boje, dihromati su narandžaste boje.

Kromat - CrO 4 2- joni i dihromat - Cr 2O 7 2- joni lako se transformišu jedni u druge kada se okruženje rastvora promeni

U kiseloj otopini hromati se pretvaraju u dihromate:

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

U alkalnoj sredini dikromati se pretvaraju u hromate:

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

Kada se razblaži, dihromna kiselina se pretvara u hromnu kiselinu:

• H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 2H 2 CrO 4

5. Zavisnost svojstava jedinjenja hroma od stepena oksidacije.

Oksidacijsko stanje	+2	+3	+6
Oksid	CrO	Cr 2 O 3	SrO 3
Karakter oksida	osnovni	amfoterično	kiselina
hidroksid	Cr(OH) 2	Cr(OH) 3 – H 3 CrO 3	H 2 CrO 4
Priroda hidroksida	osnovni	amfoterično	kiselina
→ slabljenje baznih svojstava i jačanje kiselih svojstava→

6. Redox svojstva jedinjenja hroma.

Reakcije u kiseloj sredini.

U kiseloj sredini, jedinjenja Cr +6 se transformišu u jedinjenja Cr +3 pod dejstvom redukcionih agenasa: H 2 S, SO 2, FeSO 4

• K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 = 3S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
• S -2 – 2e → S 0
• 2Cr +6 + 6e → 2Cr +3

vježba:

1. Izjednačite reakcijsku jednačinu koristeći metodu elektronske ravnoteže, navedite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo:

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

2. Dodajte produkte reakcije, izjednačite jednačinu koristeći metodu elektronske ravnoteže, navedite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo:

• K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 =? +? +H 2 O

Reakcije u alkalnoj sredini.

U alkalnoj sredini, jedinjenja hroma Cr +3 transformišu se u jedinjenja Cr +6 pod dejstvom oksidacionih sredstava: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:

• 2KCrO 2 +3 Br 2 +8NaOH =2Na 2 CrO 4 + 2KBr +4NaBr + 4H 2 O
• Cr +3 - 3e → Cr +6
• Br2 0 +2e → 2Br -

vježba:

Izjednačite reakcijsku jednačinu pomoću metode elektronske ravnoteže, navedite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo:

• NaCrO 2 + J 2 + NaOH = Na 2 CrO 4 + NaJ + H 2 O

Dodajte produkte reakcije, izjednačite jednadžbu metodom elektronske ravnoteže, navedite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo:

• Cr(OH) 3 + Ag 2 O + NaOH = Ag + ? + ?

Dakle, oksidaciona svojstva se konstantno povećavaju sa promenom oksidacionih stanja u nizu: Cr +2 → Cr +3 → Cr +6. Jedinjenja hroma (2) su jaka redukciona sredstva i lako se oksidiraju, pretvarajući se u jedinjenja hroma (3). Jedinjenja hroma (6) su jaka oksidaciona sredstva i lako se redukuju u jedinjenja hroma (3). Jedinjenja hroma (3) u interakciji sa jakim redukcionim agensima pokazuju oksidirajuća svojstva, pretvarajući se u jedinjenja hroma (2), a u interakciji sa jakim oksidacionim agensima ispoljavaju redukciona svojstva, pretvarajući se u jedinjenja hroma (6)

Do metodologije predavanja:

1. Da bi se poboljšala kognitivna aktivnost učenika i zadržao interes, preporučljivo je provesti demonstracijski eksperiment tokom predavanja. Ovisno o mogućnostima obrazovne laboratorije, učenicima se mogu demonstrirati sljedeći eksperimenti:
• dobijanje hrom-oksida (2) i hrom-hidroksida (2), dokaz njihovih osnovnih svojstava;
• dobijanje hrom-oksida (3) i hrom-hidroksida (3), dokazivanje njihovih amfoternih svojstava;
• dobijanje hrom-oksida (6) i njegovo otapanje u vodi (priprema hromne i dihromne kiseline);
• prelazak hromata u dihromate, dihromata u hromate.
1. Zadaci samostalnog rada mogu se diferencirati uzimajući u obzir stvarne mogućnosti učenja učenika.
2. Predavanje možete završiti ispunjavanjem sljedećih zadataka: napišite jednadžbe kemijskih reakcija koje se mogu koristiti za izvođenje sljedećih transformacija:

.III. Zadaća: poboljšati predavanje (dodati jednadžbe hemijskih reakcija)

1. Vasilyeva Z.G. Laboratorijski rad iz opšte i neorganske hemije. -M.: “Hemija”, 1979 – 450 str.
2. Egorov A.S. Tutor hemije. – Rostov na Donu: “Feniks”, 2006.-765 str.
3. Kudryavtsev A.A. Pisanje hemijskih jednadžbi. - M., “Viša škola”, 1979. – 295 str.
4. Petrov M.M. Neorganska hemija. – Lenjingrad: “Hemija”, 1989. – 543 str.
5. Uškalova V.N. Hemija: takmičarski zadaci i odgovori. - M.: “Prosvjeta”, 2000. – 223 str.

Krom je hemijski element sa atomskim brojem 24. To je tvrd, sjajan, čelično siv metal koji se dobro polira i ne tamni. Koristi se u legurama kao što je nerđajući čelik i kao premaz. Ljudskom tijelu su potrebne male količine trovalentnog hroma za metabolizam šećera, ali Cr(VI) je vrlo toksičan.

Različita jedinjenja hroma, kao što su hrom(III) oksid i olovni hromat, jarkih su boja i koriste se u bojama i pigmentima. Crvena boja rubina je zbog prisustva ovog hemijskog elementa. Neke tvari, posebno natrij, su oksidanti koji se koriste za oksidaciju organskih spojeva i (zajedno sa sumpornom kiselinom) za čišćenje laboratorijskog staklenog posuđa. Osim toga, krom (VI) oksid se koristi u proizvodnji magnetne trake.

Otkriće i etimologija

Istorija otkrića hemijskog elementa hroma je sljedeća. Godine 1761. Johann Gottlob Lehmann pronašao je narandžasto-crveni mineral na Uralskim planinama i nazvao ga "sibirsko crveno olovo". Iako je pogrešno identificiran kao spoj olova sa selenom i željezom, materijal je zapravo bio olovni kromat s kemijskom formulom PbCrO 4 . Danas je poznat kao mineral krokonte.

Godine 1770. Peter Simon Pallas posjetio je mjesto gdje je Lehmann pronašao crveni olovni mineral, koji je imao vrlo korisna svojstva kao pigment u bojama. Upotreba sibirskog crvenog olova kao boje se brzo razvila. Osim toga, svijetlo žuta boja krokonta postala je moderna.

Godine 1797. Nicolas-Louis Vauquelin je dobio uzorke crvene, a miješanjem krokonte sa hlorovodoničnom kiselinom dobio je CrO 3 oksid. Krom je izolovan kao hemijski element 1798. Vauquelin ga je dobio zagrijavanjem oksida drvenim ugljem. Takođe je bio u stanju da otkrije tragove hroma u dragom kamenju kao što su rubin i smaragd.

U 1800-ima, Cr se prvenstveno koristio u bojama i solima za štavljenje. Danas se 85% metala koristi u legurama. Ostatak se koristi u hemijskoj, vatrostalnoj i livačkoj industriji.

Izgovor hemijskog elementa hrom odgovara grčkom χρῶμα, što znači "boja", zbog raznovrsnosti obojenih spojeva koji se mogu dobiti iz njega.



Rudarstvo i proizvodnja

Element se proizvodi od hromita (FeCr 2 O 4). Otprilike polovina svjetske rude kopa se u Južnoj Africi. Pored toga, Kazahstan, Indija i Turska su njeni glavni proizvođači. Ima dovoljno istraženih ležišta hromita, ali su geografski koncentrisani u Kazahstanu i južnoj Africi.

Naslage prirodnog metala hroma su rijetka, ali postoje. Na primjer, kopa se u rudniku Udačnaja u Rusiji. Bogat je dijamantima, a redukciono okruženje pomoglo je u proizvodnji čistog kroma i dijamanata.

Za industrijsku proizvodnju metala, rude hromita se tretiraju rastopljenom alkalijom (kaustična soda, NaOH). U tom slučaju nastaje natrijev kromat (Na 2 CrO 4) koji se reducira ugljikom u oksid Cr 2 O 3. Metal se proizvodi zagrijavanjem oksida u prisustvu aluminija ili silicija.

U 2000. godini, oko 15 miliona tona rude hromita je iskopano i prerađeno u 4 miliona tona ferokroma, 70% legure hroma i gvožđa, sa približnom tržišnom vrednošću od 2,5 milijardi američkih dolara.



Glavne karakteristike

Karakteristike hemijskog elementa hroma proizilaze iz činjenice da je on prelazni metal četvrtog perioda periodnog sistema i da se nalazi između vanadijuma i mangana. Uključeno u grupu VI. Topi se na temperaturi od 1907 °C. U prisustvu kiseonika, hrom brzo formira tanak sloj oksida, koji štiti metal od dalje interakcije sa kiseonikom.

Kao prelazni element, reaguje sa supstancama u različitim omjerima. Tako formira spojeve u kojima ima različita oksidaciona stanja. Krom je hemijski element sa osnovnim stanjima +2, +3 i +6, od kojih je +3 najstabilnije. Pored toga, u retkim slučajevima primećuju se uslovi +1, +4 i +5. Jedinjenja hroma u oksidacionom stanju +6 su jaka oksidaciona sredstva.

Koje je boje hrom? Hemijski element daje rubin nijansu. Cr 2 O 3 koji se koristi se takođe koristi kao pigment koji se zove hrom zelena. Njegove soli boje staklo smaragdno zelenu. Krom je hemijski element čije prisustvo čini rubine crvenim. Stoga se koristi u proizvodnji sintetičkih rubina.



Izotopi

Izotopi hroma imaju atomsku težinu u rasponu od 43 do 67. Tipično, ovaj hemijski element se sastoji od tri stabilna oblika: 52 Cr, 53 Cr i 54 Cr. Od njih, 52 Cr je najčešći (83,8% ukupnog prirodnog hroma). Osim toga, opisano je 19 radioizotopa, od kojih je najstabilniji 50 Cr s vremenom poluraspada većim od 1,8x10 17 godina. 51 Cr ima poluživot od 27,7 dana, a za sve ostale radioaktivne izotope ne prelazi 24 sata, a za većinu njih traje manje od jedne minute. Element također ima dva meta stanja.

Izotopi hroma u zemljinoj kori, po pravilu, prate izotope mangana, koji se koristi u geologiji. 53 Cr nastaje tokom radioaktivnog raspada 53 Mn. Odnos izotopa Mn/Cr pojačava druge tragove o ranoj istoriji Sunčevog sistema. Promjene u omjerima 53 Cr/ 52 Cr i Mn/Cr iz različitih meteorita dokazuju da su nova atomska jezgra stvorena neposredno prije formiranja Sunčevog sistema.



Hemijski element hrom: svojstva, formula jedinjenja

Krom(III) oksid Cr 2 O 3, poznat i kao seskvioksid, jedan je od četiri oksida ovog hemijskog elementa. Dobija se od hromita. Jedinjenje zelene boje se obično naziva "hrom zeleno" kada se koristi kao pigment za farbanje emajla i stakla. Oksid se može rastvoriti u kiselinama, formirajući soli, au rastopljenim alkalijama - hromitima.

Kalijum dihromat

K 2 Cr 2 O 7 je snažno oksidaciono sredstvo i poželjno je kao sredstvo za čišćenje laboratorijskog staklenog posuđa od organskih materija. U tu svrhu koristi se njegova zasićena otopina, ali se ponekad zamjenjuje natrijum bihromatom, na osnovu veće rastvorljivosti potonjeg. Osim toga, može regulirati proces oksidacije organskih spojeva, pretvarajući primarni alkohol u aldehid, a zatim u ugljični dioksid.

Kalijev dihromat može uzrokovati kromni dermatitis. Krom će vjerovatno uzrokovati senzibilizaciju koja vodi do razvoja dermatitisa, posebno šaka i podlaktica, koji je kroničan i teško izlječiv. Kao i druga jedinjenja Cr(VI), kalijum dihromat je kancerogen. Mora se rukovati u rukavicama i odgovarajućoj zaštitnoj opremi.



Hromna kiselina

Jedinjenje ima hipotetičku strukturu H 2 CrO 4 . U prirodi se ne pojavljuju ni hromne ni dihromne kiseline, ali se njihovi anioni nalaze u raznim supstancama. “Kromna kiselina” koja se može naći u prodaji je zapravo njen kiseli anhidrid - CrO 3 trioksid.

Olovo(II) hromat

PbCrO 4 ima jarko žutu boju i praktično je nerastvorljiv u vodi. Iz tog razloga, pronašao je upotrebu kao pigment za bojenje pod nazivom krunska žuta.

Cr i petovalentna veza

Krom se odlikuje svojom sposobnošću da formira petovalentne veze. Jedinjenje stvaraju Cr(I) i ugljikovodični radikal. Između dva atoma hroma formira se petovalentna veza. Njegova formula se može napisati kao Ar-Cr-Cr-Ar, gdje Ar predstavlja specifičnu aromatičnu grupu.



Aplikacija

Krom je hemijski element čija su svojstva omogućila mnogo različitih upotreba, od kojih su neke navedene u nastavku.

Daje metalima otpornost na koroziju i sjajnu površinu. Stoga je krom uključen u legure kao što je nehrđajući čelik, koji se koristi, na primjer, u priboru za jelo. Koristi se i za hromiranje.

Krom je katalizator raznih reakcija. Koristi se za izradu kalupa za pečenje cigle. Njegove soli se koriste za štavljenje kože. Kalijum bihromat se koristi za oksidaciju organskih jedinjenja kao što su alkoholi i aldehidi, kao i za čišćenje laboratorijskog staklenog posuđa. Služi kao sredstvo za pričvršćivanje za bojenje tkanina, a koristi se i u fotografiji i štampanju fotografija.

CrO 3 se koristi za izradu magnetnih traka (na primjer, za audio snimanje), koje imaju bolje karakteristike od filmova sa željeznim oksidom.

Uloga u biologiji

Trovalentni hrom je hemijski element neophodan za metabolizam šećera u ljudskom organizmu. Nasuprot tome, heksavalentni Cr je veoma toksičan.

Mere predostrožnosti

Jedinjenja metala hroma i Cr(III) generalno se ne smatraju opasnim po zdravlje, ali supstance koje sadrže Cr(VI) mogu biti toksične ako se progutaju ili udišu. Većina ovih supstanci iritira oči, kožu i sluzokože. Uz kroničnu izloženost, spojevi kroma(VI) mogu uzrokovati oštećenje oka ako se ne liječe pravilno. Osim toga, priznat je kancerogen. Smrtonosna doza ovog hemijskog elementa je oko pola kašičice. Prema preporukama Svjetske zdravstvene organizacije, maksimalno dozvoljena koncentracija Cr (VI) u vodi za piće je 0,05 mg po litru.

Budući da se spojevi hroma koriste u bojama i za štavljenje kože, često se nalaze u tlu i podzemnim vodama iz napuštenih industrijskih lokacija koje zahtijevaju čišćenje i sanaciju okoliša. Prajmer koji sadrži Cr(VI) još uvijek se široko koristi u zrakoplovnoj i automobilskoj industriji.

Svojstva elementa

Glavna fizička svojstva hroma su sljedeća:

• Atomski broj: 24.
• Atomska težina: 51.996.
• Tačka topljenja: 1890 °C.
• Tačka ključanja: 2482 °C.
• Oksidacijsko stanje: +2, +3, +6.
• Konfiguracija elektrona: 3d 5 4s 1.