Хром элемент побочной подгруппы шестой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24. - презентация

1 Хром элемент побочной подгруппы шестой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24

2

3 электронная формула +24 Cr 1s 2 |2s 2 2p 6 |3s 2 3p 6 3d 5 |4s 1

4 Физические свойства Хром - серебристо-белый металл. Температура плавления 1890 о С, плотность 7,19 г/см 3. Чистый хром достаточно пластичен, а технический - самый твёрдый из всех металлов. Природный хром состоит из смеси пяти изотопов с массовыми числами 50, 52, 53, 54,56.

5 Химические свойства Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов. При высокой температуре хром горит в кислороде, образуя оксид Сг 2 Оз. t o 4 Сг + ЗО 2 = 2Сг 2 О 3 Металлический хром при нагревании реагирует с галогенами, галогено-водородами, серой, азотом, фосфором, углём, кремнием и бором. Cr + 2HF = CrF 2 + Н 2 2Cr + N 2 = 2CrN 2Cr + 3S = Cr 2 S 3 Cr + Si = CrSi

6

7 Раскалённый хром реагирует с парами воды: 2 С r + ЗН 2 О = Сг 2 О 3 + ЗН 2 * соли хрома ( II), а если реакция протекает на воздухе - соли хрома (III). Сг + 2HCI = СгСl 2 + Н 2 4Cr + 12HCI + О 2 = 4СrCl 3 + 4Н 2 + 2Н 2 О

8 Оксиды и гидроксиды хрома: Хром образует следующие оксиды и гидроксиды: СrOСг(ОН) 2 Сг 2 O 3 Сг(ОН) 3 CrO 3 Н 2 СrO 4

9 Оксид хрома (II) СгО и соответствующий ему Сг(ОН)2, проявляют основные свойства: СrO + 2HCI = CrCl 2 + Н 2 O Оксид хрома (II) превращается в оксид хрома (III). Сr(ОН) 2 получают в виде жёлтого осадка при действии раствора щёлочи на СrCl 2 Сг ОН- = Сг(ОН) 2 Сг(ОН) 2 - восстановитель При прокаливании превращается в Сг 2 О 3 Соединения хрома (II) легко окисляются кислородом воздуха в соединения хрома (III). 2 С г(ОН) 2 + 1/2О 2 + Н 2 О = 2Сг(ОН) 3

10 Cr(OH)2 = CrO + H2O 3CrO=Cr + Cr2o3

11 оксид хрома (III) Сг 2 О 3 и гидроксид хрома (III) Сг(ОН)з - амфотерные соединения. Сг 2 О 3 - тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твёрдости близок к корунду. Получается соединением элементов при высокой температуре. 3 лаборатории получают нагреванием дихромата аммония: t ° (NН 4 ) 2 Сг 2 O 7 = Сг 2 О 3 + N 2 + 4Н 2 O При растворении оксида и гидроксида (III) в растворах щелочей образуются комплексные соединения хрома: Сг 2 О 3 + 6NaOH + ЗН 2 О = 2Na 3 [(Cr(OH) 6 ] при сплавлении - метахромиты t ° Сг 2 О 3 + 2КОН = 2КСrO 2 + Н 2 О и ортохромиты t° Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 CrO 3 + ЗН 2 О

12 С кислотами Cr 2 O 3 и Cr(OH) 3 дают соли хрома (III): Cr 2 O 3 + 6HCl = 2CrCl Н 2 О 2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + 6Н 2 О при прокаливании Cr(OH) 3 образуется Сг 2 О 3 : t o 2Cr(OH) 3 = Cr 2 o Н 2 О

13 Оксид хрома (VI) СгО 3 - кислотный оксид. Получение: К 2 Сг 2 О 7 + H 2 SO 4 = 2CrO 3 + K 2 SO 4 + Н 2 О конц Сильный окислитель: окисляет йод, серу, фосфор, уголь, превращаясь в Сг 2 О 3 3S + 4 СгО 3 = 3SO 2 + 2Cr 2 O 3 при нагревании до 250°С разлагается: 4 СгО 3 = 2Сг 2 О 3 + ЗО 2

14 СгО 3 легко растворяется в воде, образуя хромовые кислоты. С избытком воды образует хромовую кислоту Н 2 CrO 4 (соли - хроматы). Сг Оз + Н 2 О = Н 2 СгО 4 При большой концентрации СгО 3 образуется дихромовая кислота Н 2 Сг 2 О7(соли - дихроматы). 2 СгО 3 + Н 2 О = Н 2 Сr 2 О 7 Дихромовая кислота при разбавлении переходит в хромовую кислоту: Н 2 Сr 2 О 7 + Н 2 О - 2Н 2 СrО 4

15 Хромовые кислоты существуют только в водном растворе. С возрастанием степени окисления основные свойства гидроксидов ослабевают, а кислотные усиливаются. Сr(ОН) 2 - основной гидроксид Сr(ОН) 3 - амфотерный гидроксид - кислотные свойства

16 Дихроматы получаются при действии на хроматы кислот: 2 Na 2 Cr 2 O 4 + H 2 SO 4 = Na 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 4 + Н 2 О Возможен и обратный переход при добавлении щелочей к растворам дихроматов Na 2 Cr 2 O 7 + 2NaOH = 2Na 2 CrO 4 + Н 2 О Равновесие в системе хромат-дихромат можно представить следующими уравнениями: 2 СгО Н + = Сг 2 О Н 2 О Сг 2 О ОН - = 2 CrO Н 2 О Для соединений хрома характерны окислительно - восстановительные реакции.

17 В кислых растворах существуют преимущественно дихроматы (растворы оранжевого цвета), а в щелочных - хроматы (растворы желтого цвета).

18

19

20 Степень окисления Оксид ГидроксидХарактер Преобладающи е формы в растворах Примечания +2CrO (чёрный)Не существует Основный Cr 2+ (соли голубого цвета) Очень сильный восстановитель +3Cr 2 O 3 (зелёный)Cr(OH) 3 Амфотерный Cr 3+ (зеленые или лиловые соли) [Cr(OH) 4 ] - (зелёный) +4CrO 2 не существует Несолеобразую щий - Встречается редко, мало характерна +6CrO 3 (красный) H 2 CrO 4 H 2 Cr 2 O 7 Кислотный CrO 4 2- (хроматы, желтые) Cr 2 O 7 2- (дихроматы, оранжевые)хроматыдихроматы Переход зависит от рН среды. Сильнейший окислитель, гигроскопичен, очень ядовит.рН Характерные степени окисления

21

22 Применение: Хром является компонентом нержавеющих сталей. Стали, содержащие хром, являются жаропрочными и обладают высокой стойкостью к коррозии. К 2 Сг 2 О 7 (хромпик), Na 2 Cr 2 O 7 и (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 применяют для дубления кожи, в производстве спичек, красок, взрывчатых веществ.