Hemijska svojstva jedinjenja hroma.

Cr2+. Koncentracija naboja dvovalentnog kationa hroma odgovara koncentraciji naelektrisanja kationa magnezijuma i kationa dvovalentnog gvožđa, pa su brojna svojstva, posebno kiselo-bazno ponašanje ovih kationa, bliska. Štaviše, kao što je već pomenuto, Cr 2+ je jako redukciono sredstvo, pa se u rastvoru odvijaju sledeće reakcije: 2CrCl 2 + 2HCl = 2CrCl 3 + H 2 4CrCl 2 + 4HCl + O 2 = 4CrCl 3 + 2H 2 O. Dosta sporo, ali se odvija čak i oksidacija vodom: 2CrSO 4 + 2H 2 O = 2Cr(OH)SO 4 + H 2. Oksidacija dvovalentnog hroma se dešava čak i lakše nego oksidacija dvovalentnog gvožđa, takođe se podvrgavaju kationskoj hidrolizi u umerenoj meri (tj. prvi korak je dominantan).

CrO je bazični oksid, crn, piroforan. Na 700 o C dolazi do disproporcija: 3CrO = Cr 2 O 3 + Cr. Može se dobiti termičkom razgradnjom odgovarajućeg hidroksida u odsustvu kiseonika.

Cr(OH) 2 je nerastvorljiva žuta baza. Reaguje sa kiselinama, dok oksidirajuće kiseline istovremeno sa kiselinsko-baznom interakcijom oksidiraju dvovalentni hrom pod određenim uslovima, to se dešava i sa neoksidirajućim kiselinama (oksidaciono sredstvo - H+). Kada se proizvodi reakcijom izmjene, krom (II) hidroksid brzo postaje zelen zbog oksidacije:

4Cr(OH) 2 + O 2 = 4CrO(OH) + 2H 2 O.

Oksidaciju prati i raspadanje hrom (II) hidroksida u prisustvu kiseonika: 4Cr(OH) 2 = 2Cr 2 O 3 + 4H 2 O.

Cr3+. Jedinjenja hroma (III) su po hemijskim svojstvima slična jedinjenjima aluminijuma i gvožđa (III). Oksid i hidroksid su amfoterni. Soli slabih nestabilnih i nerastvorljivih kiselina (H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3) prolaze ireverzibilnu hidrolizu:

2CrCl 3 + 3K 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S + 6KCl; Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S.

Ali kation hroma (III) nije jako oksidaciono sredstvo, tako da hrom (III) sulfid postoji i može se dobiti u bezvodnim uslovima, ali ne iz jednostavnih supstanci, jer se razgrađuje zagrevanjem, već prema reakciji: 2CrCl 3 (cr) + 2H 2 S (gas) = ​​Cr 2 S 3 (cr) + 6HCl. Oksidirajuća svojstva trovalentnog hroma nisu dovoljna da rastvori njegovih soli stupe u interakciju sa bakrom, ali sa cinkom se dešava takva reakcija: 2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2.

Cr2O3 – amfoterni oksid zelene boje, veoma je postojan kristalna rešetka, stoga pokazuje hemijsku aktivnost samo u amorfnom stanju. Reaguje uglavnom kada je legiran sa kiselim i bazičnim oksidima, sa kiselinama i alkalijama, kao i sa jedinjenjima koja imaju kiselu ili bazičnu funkciju:

Cr 2 O 3 + 3K 2 S 2 O 7 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3K 2 SO 4; Cr 2 O 3 + K 2 CO 3 = 2KCrO 2 + CO 2.

Cr(OH) 3 (CrO(OH), Cr 2 O 3 *nH 2 O) – amfoterni hidroksid sivoplave boje. Rastvara se i u kiselinama i u lužinama. Kada se otopi u lužinama, formiraju se hidrokso kompleksi u kojima kation hroma ima koordinacijski broj 4 ili 6:

Cr(OH) 3 + NaOH = Na; Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3.

Hidrokso kompleksi se lako razlažu kiselinama, dok su procesi sa jakim i slabim kiselinama različiti:

Na + 4HCl = NaCl + CrCl 3 + 4H 2 O; Na + CO 2 = Cr(OH) 3 ↓ + NaHCO 3.

Cr(III) jedinjenja nisu samo oksidanti, već i redukcioni agensi u odnosu na konverziju u jedinjenja Cr(VI). Reakcija se posebno lako odvija u alkalnoj sredini:

2Na 3 + 3Cl 2 + 4NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O E 0 = - 0,72 V.

U kiseloj sredini: 2Cr 3+ → Cr 2 O 7 2- E 0 = +1,38 V.

Cr +6 . Sva Cr(VI) jedinjenja su jaki oksidanti. Kiselinsko-bazno ponašanje ovih jedinjenja slično je ponašanju jedinjenja sumpora u istom oksidacionom stanju. Takva sličnost u svojstvima spojeva elemenata glavne i sekundarne podgrupe u maksimalnom pozitivnom oksidacionom stanju karakteristična je za većinu grupa periodnog sistema.

CrO3 - tamnocrveno jedinjenje, tipičan kiseli oksid. Na tački topljenja se raspada: 4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3O 2.

Primjer oksidacijskog djelovanja: CrO 3 + NH 3 = Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O (kada se zagrije).

Krom(VI) oksid se lako otapa u vodi, dodajući ga i pretvarajući se u hidroksid:

H2CrO4 - hromna kiselina je jaka dvobazna kiselina. IN slobodnoj formi ne ističe, jer pri koncentraciji iznad 75% dolazi do reakcije kondenzacije sa stvaranjem dihromne kiseline: 2H 2 CrO 4 (žuta) = H 2 Cr 2 O 7 (narandžasta) + H 2 O.

Daljnja koncentracija dovodi do stvaranja trihromnih (H 2 Cr 3 O 10) pa čak i tetrahromnih (H 2 Cr 4 O 13) kiselina.

Dimerizacija hromatnog anjona takođe se javlja nakon zakiseljavanja. Kao rezultat toga, soli hromne kiseline pri pH > 6 postoje kao žuti hromati (K 2 CrO 4), a pri pH< 6 как бихроматы(K 2 Cr 2 O 7) narandžasta boja. Većina dihromata je rastvorljiva, a rastvorljivost hromata blisko odgovara rastvorljivosti sulfata odgovarajućih metala. U otopinama je moguća međukonverzija odgovarajućih soli:

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.

Interakcija kalijevog dihromata s koncentriranom sumpornom kiselinom dovodi do stvaranja kromnog anhidrida, netopivog u njemu:

K 2 Cr 2 O 7 (kristalni) + + H 2 SO 4 (konc.) = 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O;

Kada se zagrije, amonijum dihromat prolazi kroz intramolekularnu redoks reakciju: (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

HALOGENI („porođajne soli“)

Halogeni su elementi glavne podgrupe VII grupe periodnog sistema. To su fluor, hlor, brom, jod, astatin. Struktura vanjskog elektronskog sloja njihovih atoma: ns 2 np 5. Dakle, na vanjskom elektronskom nivou postoji 7 elektrona, a nedostaje im samo jedan elektron da dođu do stabilne ljuske plemenitog plina. Kao pretposljednji elementi u periodu, halogeni imaju najmanji polumjer u periodu. Sve to dovodi do činjenice da halogeni pokazuju svojstva nemetala, imaju visoku elektronegativnost i visok potencijal ionizacije. Halogeni su jaki oksidacijski agensi, sposobni su da prihvate elektron, postanu anion sa "1-" nabojem, ili pokazuju "-1" oksidacijsko stanje kada se kovalentno vežu sa manje elektronegativnim elementima. Istovremeno, pri kretanju kroz grupu od vrha do dna, atomski radijus se povećava, a oksidaciona sposobnost halogena opada. Ako je fluor najjači oksidant, onda jod, kada je u interakciji s nekim složene supstance, kao i sa kiseonikom i drugim halogenima, pokazuje redukciona svojstva.

Atom fluora se razlikuje od ostalih članova grupe. Prvo, to se samo pokazuje negativan stepen oksidacije, budući da je to najelektronegativniji element, i drugo, kao i svaki element perioda II, ima samo 4 atomske orbitale na vanjskom elektronskom nivou, od kojih su tri zauzete usamljenim elektronskim parovima, četvrti sadrži nespareni elektron, koji u većini slučajeva je jedini valentni elektron. U atomima drugih elemenata, na vanjskom nivou postoji nepopunjeni podnivo d-elektrona, gdje može otići pobuđeni elektron. Svaki usamljeni par daje dva elektrona kada je uparen, tako da su glavna oksidaciona stanja hlora, broma i joda, pored „-1“, „+1“, „+3“, „+5“, „+7“. Manje stabilna, ali u osnovi ostvariva, su oksidaciona stanja “+2”, “+4” i “+6”.

Kao jednostavne tvari, svi halogeni su dvoatomne molekule s jednom vezom između atoma. Energije disocijacije veza u nizu molekula F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 su sljedeće: 151 kJ/mol, 239 kJ/mol, 192 kJ/mol, 149 kJ/mol. Monotono smanjenje energije veze pri prelasku sa hlora na jod lako se objašnjava povećanjem dužine veze usled povećanja atomskog radijusa. Nenormalno niska energija vezivanja u molekulu fluora ima dva objašnjenja. Prvi se odnosi na sam molekul fluora. Kao što je već spomenuto, fluor ima vrlo mali atomski radijus i čak sedam elektrona na vanjskom nivou, stoga, kada se atomi približe jedan drugom prilikom formiranja molekule, dolazi do odbijanja elektron-elektrona, uslijed čega se orbitale ne preklapaju se u potpunosti, a red veze u molekulu fluora je nešto manji od jedan. Prema drugom objašnjenju, u molekulima preostalih halogena dolazi do dodatnog donor-akceptorskog preklapanja lone elektronski par jedan atom i slobodna d-orbitala drugog atoma, dvije takve suprotne interakcije po molekulu. Dakle, veza u molekulima hlora, broma i joda je definisana kao skoro trostruka u smislu prisustva interakcija. Ali preklapanje donor-akceptor se dešava samo delimično, a veza ima red (za molekul hlora) 1,12.

Fizička svojstva: At normalnim uslovima fluor je teško ukapljiv gas (tačka ključanja -187 0 C) svetlo žute boje, hlor je gas koji se lako ukapljuje (tačka ključanja je -34,2 0 C) žutozeleni gas, brom je braon, lako isparava tečnost, jod je solidan siva sa metalnim sjajem. U čvrstom stanju, svi halogeni formiraju molekularnu kristalnu rešetku koju karakteriziraju slabe međumolekularne interakcije. U vezi s tim, jod ima tendenciju sublimiranja - kada se zagrije na atmosferskom pritisku, prelazi u plinovito stanje (formira ljubičaste pare), zaobilazeći tekuće stanje. Prilikom kretanja kroz grupu od vrha do dna, tačke topljenja i ključanja se povećavaju kako zbog povećanja molekularne težine tvari, tako i zbog jačanja van der Waalsovih sila koje djeluju između molekula. Veličina ovih sila je veća što je veća polarizabilnost molekula, koja se, zauzvrat, povećava sa povećanjem radijusa atoma.

Svi halogeni su slabo rastvorljivi u vodi, ali dobro rastvorljivi u nepolarnim organskim otapalima, na primer, ugljen-tetrahlorid. Slaba topljivost u vodi nastaje zbog činjenice da kada se formira šupljina za otapanje molekula halogena, voda gubi dovoljno jake vodikove veze, u zamjenu za koje ne nastaju jake interakcije između njezine polarne molekule i nepolarne molekule halogena. Otapanje halogena u nepolarnim otapalima odgovara situaciji: „slično se rastvara u sličnom“, kada je priroda raskidanja i formiranja veza ista.

Al, Fe, C, S, P i Cu. U hromiranim razredima X99A, X99B i X98.5 dodatno je regulisan sadržaj , Bi, Sb, Zn, Pb, Sn. Najkvalitetniji metalni hrom X99A određuje dozvoljene granice za sadržaj Co (99%, primarni aluminijum u prahu (99,0-99,85% AJ) i natrijum nitrata. Hemija procesa u opšti pogled može se predstaviti reakcijom:
3Cr 2 O 3 + 6Al + 5CaO → 6Cr + 5CaO ZAl 2 O 3.
Kada se dodatna redukcija hroma u aluminotermnoj topionici vrši u elektrolučnim pećima sa dodatnim vapnom i Al prahom. Kao vid dodatne redukcije Cr iz šljake radi povećanja prinosa Cr, proces se može provesti u reaktoru uz dodatak krom oksida, Al praha i (NaNO 3, oksidacijsko sredstvo). Na ovaj način je moguće dobiti hrom-aluminijumsku matičnu leguru i sintetičke šljake - Al 2 O 3 - CaO sistemi.

Vidi također:
-

enciklopedijski rječnik u metalurgiji. - M.: Intermet inženjering. Glavni i odgovorni urednik N.P. Lyakishev. 2000 .

Pogledajte šta je "metalni hrom" u drugim rječnicima:

metalik hrom- metalni hrom: Legirajući materijal sa minimalnim sadržajem hroma od 97,5% po težini, dobijen redukcijom. Izvor: GOST 5905 2004: Metalik hrom. Tehnički uslovi i uslovi isporuke...

hrom- A; m. [iz grčkog. chrōma boja, boja] 1. Hemijski element (Cr), tvrdi metal sive čelične boje (koristi se u proizvodnji tvrdih legura i za premazivanje metalnih proizvoda). 2. Meka tanka koža štavljena solima ovog metala.… … enciklopedijski rječnik

Chromium- Za pojam "Chrome" pogledajte druga značenja. Zahtjev "Cr" se preusmjerava ovdje; vidi i druga značenja. 24 Vanadijum ← Krom → Mangan ... Wikipedia

Element VI grupe Periodni sistem; atomski broj 24; atomska masa 51,996. Prirodni stabilni izotopi: 50Cr (4,31%), 52Cr (87,76%), 53Cr (9,55%) i 54Cr (2,38%). Otkrio ga je 1797. godine francuski hemičar L. N. Voclan. Sadržaj… … Enciklopedijski rečnik metalurgije

HROM- HROM, hrom (od grčkog hroma boja), I simbol. SG, hem. element sa at. težine 52,01 (izotopi 50, 52, 53, 54); serijski broj 24, za! zauzima mjesto u parnoj podgrupi VI grupe j periodnog sistema. Jedinjenja X. se često nalaze u prirodi... Velika medicinska enciklopedija

HROM- chem. element, simbol Cr (lat. Chromium), at. n. 24, at. m. 51,99; metalno siva čelična boja, vrlo tvrda, vatrostalna (tnjmel = 1890°C), hemijski neaktivna (otporna na normalnim uslovima na vodu i kiseonik iz vazduha). X. ima diplome… … Velika politehnička enciklopedija

Chromium- (Chrom, Chrome, Chromium; kod O = 16 atomske težine Cr = 52,1) pripada broju elementarnih supstanci metalne prirode. Međutim, zauzima šesto mjesto po svojoj atomskoj težini dug period prirodni sistem elementi koji...... Enciklopedijski rječnik F.A. Brockhaus i I.A. Efron

GOST 5905-2004: Metalik hrom. Tehnički uslovi i uslovi isporuke- Terminologija GOST 5905 2004: Metalik hrom. Tehnički zahtevi i uslovi isporuke originalni dokument: metalni hrom: Legirni materijal sa minimalnim sadržajem hroma od 97,5% po težini, dobijen redukcijom. Definicije ... ... Rječnik-priručnik pojmova normativne i tehničke dokumentacije

Proizvodnja ferolegura- proizvodnja ferolegura (vidi Ferolegure) u specijalizovanim pogonima crne metalurgije. Najčešća elektrotermalna (električna peć) metoda za proizvodnju ferolegura (tzv. elektroferolegura); po vrsti redukcionog agensa to ... ... Velika sovjetska enciklopedija

Krom(II) sulfat- Općenito Sistematski naziv Chromium(II) sulfate Tradicionalni nazivi Chromium sulfate Hemijska formula CrSO4 Fizička svojstva Stanje ... Wikipedia

Često možete naići na takav koncept kao što je "hromirana površina", a nehrđajući čelik je poznat gotovo svakom stanovniku planete. Šta im je zajedničko? Tačan odgovor je hrom. Hajde da saznamo šta je hrom i gde se koristi, koja su mu svojstva i ulogu u ljudskom životu.

Hrom je tvrdi metal koji ima plavkasto-sivu boju. Nalazi se u 6. grupi 4. perioda periodnog sistema. Ima atomski broj 24 i simbol Cr.

Fizička svojstva hroma

Tačka topljenja hroma je 2130 stepeni Kelvina, a tačka ključanja je 2945 Kelvina. Metal ima kubičnu kristalnu rešetku i tvrdoću od 5 po Mohsovoj skali. Krom je jedan od najtvrđih metala (u čista forma) i drugi je samo nakon uranijuma, berilijuma, iridijuma i volframa. Pročišćeni hrom se lako obrađuje.

Hemijska svojstva hroma

Krom ima nekoliko oksidacijskih stanja, što značajno utječe na njegova svojstva i boju.

• Oksidacijsko stanje +2 - ima plavu boju i vrlo je dobro redukciono sredstvo.
• Oksidacijsko stanje +3 - amfoterni oksid zelene ili ljubičaste boje.
• Oksidacijsko stanje +4 - vrlo rijetko jedinjenje, ne stvara soli i ima zajedničku boju - srebro.
• Oksidacijsko stanje +6 - vrlo jak oksidant, higroskopan i vrlo otrovan. Kromati ovog oksida imaju žuta, a dihromati su narandžasti.

As jednostavna supstanca stabilan na vazduhu. Ne reaguje sa sumpornom i azotnom kiselinom. Na temperaturama iznad 2000 stepeni Celzijusa gori i stvara zeleni krom-oksid.

Postoje spojevi hroma sa borom, ugljenikom, azotom i silicijumom.

Primena hroma

• Krom se koristi za stvaranje nehrđajućih legura. Nehrđajući čelik koji svi poznajemo napravljen je korištenjem hroma.
• Krom se koristi kao galvanizirani premaz. Vjerovatno ste vidjeli hromirane metalne površine. Prepoznaju se po prekrasnom sjaju ogledala. Kromirani proizvodi su manje osjetljivi na atmosfersku koroziju (ne hrđaju).
• Različite legure hroma koriste se za izradu aviona i raketni motori, kao i za proizvodnju mlaznica plazma gorionika.
• Grejni elementi su napravljeni od legure hroma i nikla.
• Od jedinjenja hroma prave se razne boje, kao i jedinjenja za štavljenje kože.

Ako vas zanima značenje drugih izraza, posjetite

DEFINICIJA

Chromium- dvadeset četvrti element periodni sistem. Oznaka - Cr od latinskog "hroma". Smješten u četvrtom periodu, VIB grupa. Odnosi se na metale. Nuklearni naboj je 24.

Krom se nalazi u zemljine kore u iznosu od 0,02% (mas.). U prirodi se uglavnom nalazi u obliku hrom-gvozdene rude FeO×Cr 2 O 3.

Hrom je tvrd, sjajan metal (slika 1), topi se na 1890 o C; njegova gustina je 7,19 g/cm 3 . Na sobnoj temperaturi, hrom je otporan i na vodu i na vazduh. Razrijeđeni sumporni i hlorovodonične kiseline hrom se rastvara da bi se oslobodio vodonik. Krom je nerastvorljiv u hladnoj koncentrovanoj dušičnoj kiselini i nakon tretmana s njom postaje pasivan.

Rice. 1. Chrome. Izgled.

Atomska i molekulska masa hroma

DEFINICIJA

Relativna molekulska težina supstance(M r) je broj koji pokazuje koliko je puta masa date molekule veća od 1/12 mase atoma ugljika, i relativna atomska masa elementa(A r) - koliko je puta prosječna masa atoma hemijski element više od 1/12 mase atoma ugljika.

Budući da u slobodnom stanju krom postoji u obliku monoatomskih molekula Cr, vrijednosti njegove atomske i molekularne mase se poklapaju. One su jednake 51,9962.

Izotopi hroma

Poznato je da se u prirodi hrom može naći u obliku četiri stabilna izotopa 50 Cr, 52 Cr, 53 Cr i 54 Cr. Njihovi maseni brojevi su 50, 52, 53 i 54, respektivno. Jezgro atoma izotopa hroma 50 Cr sadrži dvadeset četiri protona i dvadeset šest neutrona, a preostali izotopi se od njega razlikuju samo po broju neutrona.

Postoje umjetni izotopi hroma s masenim brojevima od 42 do 67, među kojima je najstabilniji 59 Cr s vremenom poluraspada od 42,3 minute, kao i jedan nuklearni izotop.

Joni hroma

Vanjski energetski nivo atoma hroma ima šest elektrona, koji su valentni elektroni:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 .

Kao rezultat hemijska interakcija hrom odustaje od svojih valentnih elektrona, tj. je njihov donor, i pretvara se u pozitivno nabijeni ion:

Cr 0 -2e → Cr 2+ ;

Cr 0 -3e → Cr 3+ ;

Cr 0 -6e → Cr 6+ .

Molekula i atom hroma

U slobodnom stanju, hrom postoji u obliku monoatomskih molekula Cr. Evo nekih svojstava koja karakteriziraju atom i molekulu hroma:

Legure hroma

Metalni hrom se koristi za hromiranje i kao jedna od najvažnijih komponenti legiranih čelika. Uvođenje hroma u čelik povećava njegovu otpornost na koroziju kako u vodenim sredinama pri normalnim temperaturama tako i u plinovima pri povišene temperature. Osim toga, kromirani čelici imaju povećanu tvrdoću. Krom je dio nehrđajućeg čelika otpornog na kiseline i toplinu.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

PRIMJER 2