Flere kjemiske forbindelser som består av to enkle grunnstoffer - Cr og O - tilhører klassen av uorganiske forbindelser - oksider. Deres vanlige navn er kromoksid; så i parentes er det vanlig å indikere valensen til metallet i romertall. Deres andre navn og kjemiske formler:
- krom(II)oksid - kromoksid, CrO;
- krom (III) oksid - krom grønn, krom sesquioxide, Cr2O3;
- krom(IV)oksid - kromoksid, CrO2;
- krom (VI) oksid - krom anhydrid, krom trioksid, CrO3.
Forbindelsen der metallet er seksverdig er det høyeste kromoksidet. Dette er et luktfritt fast stoff, som i utseende er (de løses opp i luft på grunn av sterk hygroskopisitet). Molar masse - 99,99 g/mol. Tetthet ved 20 °C er 2,70 g/cm³. Smeltepunkt - 197 °C, kokepunkt - 251 °C. Ved 0 °C løses 61,7 g/100 i vann, ved 25 °C - 63 g/100 ml, ved 100 °C - 67,45 g/100 ml. Oksydet løses også opp i svovelsyre (dette er en kromblanding som brukes i laboratoriepraksis for vasking av kjemiske glassvarer) og etylalkohol, etyleter, eddiksyre og aceton. Ved 450 °C spaltes det til Cr2O3.
Krom (VI) oksid brukes i elektrolyseprosessen (for å oppnå rent krom), for kromatering av galvaniserte produkter, i elektrolytisk forkromning, som et sterkt oksidasjonsmiddel (for produksjon av indigo og isatin). krom brukes til å oppdage alkohol i utåndingsluften. Interaksjonen fortsetter i henhold til følgende skjema: 4CrO3 + 6H2SO4 + 3C2H5OH → 2Cr2(SO4)3 + 3CH3COOH + 9H2O. Tilstedeværelsen av alkohol indikeres av en endring i fargen på løsningen (den blir grønn).
Krom (VI) oksid, som alle forbindelser av seksverdig Cr, er en sterk gift (dødelig dose - 0,1 g). På grunn av sin høye aktivitet forårsaker CrO3 brann (med eksplosjoner) ved kontakt med dem. Til tross for den lave flyktigheten, er høyere kromoksid farlig hvis det inhaleres, da det forårsaker lungekreft. Ved kontakt med hud (selv om det fjernes raskt), forårsaker det irritasjon, dermatitt, eksem og provoserer utviklingen av kreft.
Oksyd med tetravalent krom CrO2 i utseende er et fast stoff i form av svarte tetraedriske ferromagnetiske krystaller. Kromoksid 4 har en molar masse på 83,9949 g/mol og en tetthet på 4,89 g/cm³. Stoffet smelter, dekomponerer samtidig, ved en temperatur på 375 ° C. Løser seg ikke i vann. Brukes i magnetiske opptaksmedier som arbeidsstoff. Med økningen i populariteten til CDer og DVDer, har bruken av krom(IV)oksid gått ned. Den ble først syntetisert i 1956 av kjemiker Norman L. Cox fra EI DuPont ved å dekomponere kromtrioksid i nærvær av vann ved en temperatur på 640 °C og et trykk på 200 MPa. DuPont produseres under lisens av Sony i Japan og BASF i Tyskland.
Kromoksid 3 Cr2O3 er et fast, finkrystallinsk stoff med lys til mørkegrønn farge. Den molare massen er 151,99 g/mol. Tetthet - 5,22 g/cm³. Smeltepunkt - 2435 °C, kokepunkt - 4000 °C. Brytningsindeksen til det rene stoffet er 2,551. Dette oksidet løses ikke opp i vann, alkohol, aceton eller syre. Siden dens tetthet nærmer seg tettheten til korund, blir den introdusert i poleringssammensetninger (for eksempel GOI-pasta). Det er en av krom som brukes som pigment. Den ble først oppnådd ved hjelp av hemmelig teknologi i 1838 i form av en gjennomsiktig hydratisert form. Det forekommer i naturen i form av kromjernmalm FeO.Cr2O3.
Toverdig kromoksid er et svart eller rødt fast stoff med et smeltepunkt på 1550 °C. Smelter med nedbrytning. Molar masse - 67,996 g/mol. Krom (II) oksid, som er rød i fargen, er ikke pyrofor, men det samme stoffet, som er svart i fargen, er pyrofor. Pulveret antennes spontant i luft, så det kan bare lagres under et lag med vann, siden det ikke samhandler med det. Det er svært vanskelig å få svart kromoksid i sin rene form.
Kromoksider med lavere valens kjennetegnes av grunnleggende egenskaper, mens oksider med høyere valens kjennetegnes av sure egenskaper.
Krom danner tre oksider: CrO, Cr 2 O 3, CrO 3.
Krom (II) oksid CrO er et pyrofor svart pulver. Har grunnleggende egenskaper.
I redoksreaksjoner oppfører det seg som et reduksjonsmiddel:
CrO oppnås ved dekomponering av kromkarbonyl Cr(CO)6 i vakuum ved 300°C.
Krom(III)oksid Cr 2 O 3 er et ildfast grønt pulver. Den er nær korund i hardhet, derfor er den inkludert i poleringsmidler. Dannet ved interaksjon av Cr og O 2 ved høye temperaturer. I laboratoriet kan krom(III)oksid fremstilles ved oppvarming av ammoniumdikromat:
(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 = Cr + 3 2 O 3 + N 0 2 + 4H 2 O
Krom(III)oksid har amfotere egenskaper. Ved interaksjon med syrer dannes krom (III) salter: Cr 2 O 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +3H 2 O
Ved interaksjon med alkalier i smelten dannes krom (III) forbindelser - kromitter (i fravær av oksygen): Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
Krom(III)oksid er uløselig i vann.
I redoksreaksjoner oppfører krom(III)oksid seg som et reduksjonsmiddel:
Krom (VI) oksid CrO 3 - kromsyreanhydrid, er mørkerøde nåleformede krystaller. Når den varmes opp til ca. 200°C, spaltes den:
4CrO3 =2Cr2O3 +3O2
Oppløses lett i vann, fordi den er sur i naturen, danner kromsyrer. Med overflødig vann dannes kromsyre H 2 CrO 4:
CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4
Ved høy konsentrasjon av CrO 3 dannes dikromsyre H 2 Cr 2 O 7:
2CrO3 +H2O=H2Cr2O7
som, når den fortynnes, blir til kromsyre:
H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O=2H 2 CrO 4
Kromsyrer eksisterer bare i vandig løsning; ingen av disse syrene er isolert i fri tilstand. Saltene deres er imidlertid veldig stabile.
Krom(VI)-oksid er et sterkt oksidasjonsmiddel:
3S+4CrO3 =3SO2 +2Cr2O3
Oksiderer jod, svovel, fosfor, kull og blir til Cr 2 O 3. CrO 3 oppnås ved påvirkning av et overskudd av konsentrert svovelsyre på en mettet vandig løsning av natriumdikromat: Na 2 Cr 2 O 7 +2H 2 SO 4 =2CrO 3 +2NaHSO 4 +H 2 O Det skal bemerkes at krom (VI) oksid er svært giftig.
] tallrike R-skyggelagte bånd tilskrives CrO-molekylet, observert i området 4800 – 7100 Å i emisjonsspekteret til en elektrisk lysbue i luft når metallisk krom eller Cr 2 Cl 6-salt er plassert i det. Vibrasjonsanalyse viste at båndene tilhører ett system (elektronisk overgang) med et 0-0 bånd rundt 6000 Å, og vibrasjonskonstantene til øvre og nedre elektroniske tilstander ble bestemt. Det "oransje" systemet inkluderer også bånd i området 7100–8400Å, målt i [32FER]. I [55NIN] ble det utført en delvis analyse av rotasjonsstrukturen til båndene, på grunnlag av hvilken typen elektronisk overgang 5 Π - 5 Π ble etablert. I referanseboken [84HUGH/GER] er den nedre tilstanden til systemet utpekt som grunntilstanden til X 5 Π-molekylet.
En fullstendig rotasjonsanalyse av de fem båndene i systemet (2-0, 1-0, 0-0, 0-1 og 0-2) ble utført i [80HOC/MER]. Båndene ble registrert med høy oppløsning i utladningsemisjonsspekteret og i lasereksitasjonsspekteret til CrO-molekyler i en strøm av inert bæregass. Den nedre tilstanden til systemet bekreftes som grunntilstanden til molekylet (lasereksitasjonsspekteret ble oppnådd ved en bæregasstemperatur like under romtemperatur).
Et annet svakere system av CrO-bånd ble oppdaget i utslippsspekteret i det nær-infrarøde området [84CHE/ZYR]. Spekteret ble oppnådd ved bruk av et Fourier-spektrometer. Rotasjonsanalyse av 0-0-båndet lokalisert rundt 8000 cm -1 viste at systemet tilhører 5 Σ - X 5 Π-overgangen.
Det tredje systemet med CrO-bånd, sentrert ved omtrent 11800 cm-1, ble påvist i kjemiluminescensspekteret under reaksjonen av kromatomer med ozon [89DEV/GOL]. Båndene til dette systemet er også merket i atlaset [57GAT/JUN]. I [93BAR/HAJ] oppnås 0-0 og 1-1 båndene med høy oppløsning i lasereksitasjonsspekteret. Det ble utført en rotasjonsanalyse som viste at systemet er dannet av 5 Δ - X 5 Π overgangen.
I kjemiluminescensspekteret [89DEV/GOL] ble et system av bånd påvist i området 4510 Å (ν 00 = 22163 cm -1), vibrasjonsanalyse ble utført. Systemet tilhører trolig en elektronisk overgang med avgiftsoverføring, pga vibrasjonsområdet i den øvre tilstanden er mye mindre enn vibrasjonsområdet i andre tilstander av CrO. Den foreløpige elektroniske overgangen er betegnet som C 5 Π - X 5 Π.
Fotoelektronspektra til CrO-anion ble oppnådd i [96WEN/GUN] og [2001GUT/JEN]. Den mest komplette og pålitelige tolkningen av spektrene, basert på MRCI-beregninger av anion og molekyl, er presentert i [2002BAU/GUT]. Ifølge beregningen har anionet en grunntilstand X 4 Π og en første eksitert tilstand 6 Σ +. Spektrene viser en-elektronoverganger fra disse tilstandene til bakken og 5 eksiterte tilstander til det nøytrale molekylet: X 5 Π ← 6 Σ + (1,12 eV), X 5 Π ← X 4 Π (1,22 eV), 3 Σ – ← X 4 Π (1,82 eV), 5 Σ + ← 6 Σ + (2,13 eV), 3 Π ← X 4 Π (2,28 eV), 5 Δ ← 6 Σ + (2,64 eV), 3 X Φ 4 ← eV). Energiene til kvintetttilstandene til CrO er i samsvar med de optiske spektradataene. Tripletttilstandene 3 Σ – (0,6 eV), 3 Π (1,06 eV) og 3 Φ (1,81 eV) ble ikke observert i de optiske spektrene.
Kvantemekaniske beregninger av CrO ble utført i [82GRO/WAH, 84HUZ/KLO, 85BAU/NEL, 85NEL/BAU, 87AND/GRI, 87DOL/WED, 88JAS/STE, 89STE/NAC, 95BAU/MAI/STIB, 96BAU/MAS00, 96 /ROT, 2000GUT/RAO, 2001GUT/JEN, 2002BAU/GUT, 2003GUT/AND, 2003DAI/DEN, 2006FUR/PER, 2007JEN/ROO, 2007WAG/MIT ]. [85BAU/NEL]-beregningen viste og bekreftet i påfølgende beregninger at grunntilstanden til molekylet er 5 Π. Energiene til eksiterte tilstander er gitt direkte eller indirekte (i form av dissosiasjonsenergi eller elektronaffinitet) i [85BAU/NEL, 85NEL/BAU, 96BAK/STI, 2000BRI/ROT, 2001GUT/JEN, 2002BAU/GUT3DAI, 200 ].
Beregningen av termodynamiske funksjoner inkluderte: a) den nedre komponenten Ω = -1 av X 5 Π-tilstanden, som grunntilstand; b) de gjenværende Ω-komponentene X 5 Π, som separate eksiterte tilstander; c) eksiterte tilstander, hvis energier bestemmes eksperimentelt eller beregnes; d) syntetiske tilstander, som tar hensyn til alle andre tilstander i molekylet med en estimert energi opp til 40 000 cm -1.
Likevektskonstanter for X 5 Π CrO-tilstanden ble oppnådd i [80HOC/MER]. De er gitt i tabell Cr.D1 som konstanter for den nedre komponenten X 5 Π –1, selv om de forholder seg til hele tilstanden som helhet. Forskjellene i verdiene til ω e for komponentene i X 5 Π-tilstanden er ubetydelige og tas i betraktning i feilen på ± 1 cm -1.
Energiene til eksiterte tilstander er gitt i henhold til spektroskopiske data [84CHE/ZYR] (5 Π 0, 5 Π 1, 5 Π 2, 5 Π 3, A 5 Σ +), [ 93BAR/HAJ ] ( EN 5A), [80HOC/MER] (B5A), [89DEV/GOL] (C5A); tolkning av fotoelektronspektra [2002BAU/GUT] (3 Σ - , 3 Π, 3 Φ); i henhold til beregningene til [2002BAU/GUT] (5 Σ – , 3 Δ) og [2003DAI/DEN] (3 Σ).
Vibrasjons- og rotasjonskonstantene til de eksiterte tilstandene til CrO ble ikke brukt i beregningene av termodynamiske funksjoner og er gitt i tabell Cr.D1 for referanse. For stater EN 6 Σ + , EN 5Δ, B 5 Π, C(5 Π) spektroskopiske konstanter er gitt i henhold til dataene til henholdsvis [84CHE/ZYR, 93BAR/HAJ, 80HOC/MER, 89DEV/GOL]. For 3 Σ -, 3 Π, 3 Φ tilstandene er verdiene av ω e oppnådd fra fotoelektronspekteret til anionet i [96WEN/GUN] gitt. Verdier av ω e for tilstander 5 Σ - , 3 Δ og r e for 3 Σ - , 3 Π, 3 Φ, 5 Σ - , 3 Δ er gitt i henhold til resultatene av MRCI-beregningen [2002BAU/GUT].
De statistiske vektene til de syntetiske tilstandene er estimert ved å bruke den ioniske modellen. De observerte og beregnede tilstandene til CrO er tilordnet tre ioniske konfigurasjoner: Cr 2+ (3d 4)O 2-, Cr 2+ (3d 3 4s)O 2- og Cr + (3d 5)O-. Energiene til andre tilstander i disse konfigurasjonene ble estimert ved å bruke data [71MOO] om posisjonen til termene til enkelt- og dobbeltladede kromioner. Estimater fra [2001GUT/JEN] for energiene til tilstandene 7 Π, 7 Σ + konfigurasjon Cr + (3d 5)O - ble også brukt.
Termodynamiske funksjoner CrO(g) ble beregnet ved å bruke ligningene (1.3) - (1.6), (1.9), (1.10), (1.93) - (1.95). Verdier Q int og dens derivater ble beregnet ved å bruke ligningene (1,90) - (1,92) under hensyntagen til nitten eksiterte tilstander under antagelsen om at Q kol.vr ( Jeg) = (pi/p X)Q kol.vr ( X). Vibrasjtil tilstanden X 5 Π -1 og dens derivater ble beregnet ved å bruke ligninger (1,70) - (1,75) ved direkte summering over vibrasjonsnivåer og integrasjon over rotasjonsenerginivåer ved å bruke en ligning som (1,82). Beregningene tok hensyn til alle energinivåer med verdier J< J maks,v, hvor J max,v ble funnet fra forhold (1,81). Vibrasjonsrotasjonsnivåene til tilstanden X 5 Π -1 ble beregnet ved å bruke ligninger (1,65), verdiene til koeffisientene Y kl i disse ligningene ble beregnet ved bruk av relasjoner (1.66) for isotopmodifikasjonen tilsvarende den naturlige blandingen av krom- og oksygenisotoper fra molekylkonstantene 52 Cr 16 O gitt i tabell Cr.D1. Koeffisientverdier Y kl , samt mengdene v maks og J lim er gitt i tabell Cr.D2.
Ved romtemperatur ble følgende verdier oppnådd:
C p o (298,15 K) = 32,645 ± 0,26 J × K -1 × mol -1
S o (298,15 K) = 238,481 ± 0,023 J× K‑1 × mol‑1
H o (298,15 K)- H o (0) = 9,850 ± 0,004 kJ× mol ‑1
Hovedbidraget til feilen til de beregnede termodynamiske funksjonene til CrO(g) ved temperaturer på 298,15 og 1000 K kommer fra beregningsmetoden. Ved 3000 og 6000 K skyldes feilen hovedsakelig usikkerheten i energiene til de eksiterte elektroniske tilstandene. Feil i verdiene til Φº( T) kl T= 298,15, 1000, 3000 og 6000 K er estimert til å være henholdsvis 0,02, 0,04, 0,2 og 0,4 J× K‑1 × mol‑1.
Tidligere ble termodynamiske funksjoner til CrO(g) beregnet for tabeller av JANAF [85CHA/DAV], Schneider [74SCH] (T = 1000 – 9000 K), Brewer og Rosenblat [69BRE/ROS] (verdier Φº( T) for T ≤ 3000 K). Avvik mellom JANAF-tabeller og tabell. CrO ved lave temperaturer skyldes det faktum at forfatterne av [85CHA/DAV] ikke kunne ta hensyn til multiplettdelingen av X 5 Π-tilstanden; avviket i verdiene til Φº(298.15) er 4,2 J × K -1 × mol -1. I området 1000 – 3000 K, avvik i verdiene til Φº( T) ikke overskrider 1,5 J × K -1 × mol -1, men innen 6000 K når de 3,1 J × K -1 × mol -1 på grunn av det faktum at i [
Blant mangfoldet av kjemiske elementer og deres forbindelser er det vanskelig å skille ut det mest nyttige stoffet for menneskeheten. Hver er unik i sine egenskaper og bruksmuligheter. Teknologisk fremgang letter i stor grad forskningsprosessen, men byr også på nye utfordringer. Kjemiske elementer, oppdaget for flere hundre år siden og studert i alle deres manifestasjoner, blir brukt på mer teknologisk avanserte måter i den moderne verden. Denne trenden strekker seg til forbindelser som finnes i naturen og de som er skapt av mennesker.
Oksyd
I jordskorpen og i universets vidstrakter er det mange kjemiske forbindelser som er forskjellige i klasser, typer og egenskaper. En av de vanligste typene forbindelser er oksid (oksid, oksid). Det inkluderer sand, vann, karbondioksid, det vil si grunnleggende stoffer for menneskehetens eksistens og hele jordens biosfære. Oksider er stoffer som inneholder oksygenatomer med en oksidasjonstilstand på -2, og bindingen mellom grunnstoffene er binær. Dannelsen deres skjer som et resultat av en kjemisk reaksjon, hvis betingelser varierer avhengig av sammensetningen av oksidet.
De karakteristiske egenskapene til dette stoffet er tre posisjoner: stoffet er komplekst, består av to atomer, ett av dem er oksygen. Det store antallet eksisterende oksider forklares med at mange kjemiske elementer danner flere stoffer. De er identiske i sammensetning, men atomet som reagerer med oksygen viser flere grader av valens. For eksempel kromoksid (2, 3, 4, 6), nitrogen (1, 2, 3, 4, 5), etc. Dessuten avhenger deres egenskaper av graden av valens av elementet som kommer inn i den oksidative reaksjonen.
I henhold til den aksepterte klassifiseringen er oksider basiske og sure. En amfoter art skilles også ut, som viser egenskapene til et basisk oksid. Sure oksider er forbindelser av ikke-metaller eller grunnstoffer med høy valens; hydratene deres er syrer. Basiske oksider inkluderer alle stoffer som har en oksygen + metallbinding; hydratene deres er baser.
Krom
På 1700-tallet oppdaget kjemikeren I. G. Lehman et ukjent mineral, som ble kalt rødt sibirsk bly. Professor Vaukelin, en professor ved Paris Mineralogical School, utførte en rekke kjemiske reaksjoner med den resulterende prøven, som et resultat av at et ukjent metall ble isolert. Hovedegenskapene identifisert av forskeren var dens motstand mot sure miljøer og ildfasthet (varmebestandighet). Navnet "krom" (krom) oppsto på grunn av det store spekteret av farger som er preget av grunnstoffets forbindelser. Metallet er ganske inert og finnes ikke i sin rene form under naturlige forhold.
De viktigste mineralene som inneholder krom er: kromitt (FeCr 2 O 4), melanokroitt, vokelenitt, ditzeite, tarapacaite. Det kjemiske elementet Cr er lokalisert i gruppe 6 i det periodiske systemet til D.I. Mendeleev, har atomnummer 24. Den elektroniske konfigurasjonen av kromatomet gjør at elementet har en valens på +2, +3, +6, med den mest stabile forbindelser som er treverdige metaller. Reaksjoner er mulige der oksidasjonstilstanden er +1, +5, +4. Krom er ikke kjemisk aktivt, metalloverflaten er dekket med en film (passiveringseffekt), som forhindrer reaksjoner med oksygen og vann under normale forhold. Kromoksid dannet på overflaten beskytter metallet mot interaksjon med syrer og halogener i fravær av katalysatorer. Forbindelser med enkle stoffer (ikke metaller) er mulige ved temperaturer fra 300 o C (klor, brom, svovel).
Ved interaksjon med komplekse stoffer kreves det ytterligere betingelser, for eksempel med en alkaliløsning skjer ikke reaksjonen, med dens smelter skjer prosessen veldig sakte. Krom reagerer med syrer når høy temperatur er tilstede som katalysator. Kromoksid kan fås fra forskjellige mineraler ved eksponering for temperatur. Avhengig av den fremtidige oksidasjonstilstanden til elementet, brukes konsentrerte syrer. I dette tilfellet varierer valensen av krom i forbindelsen fra +2 til +6 (høyeste kromoksid).
applikasjon
På grunn av deres unike anti-korrosjonsegenskaper og varmebestandighet, er krombaserte legeringer av stor praktisk betydning. Samtidig bør andelen prosentvis ikke overstige halvparten av det totale volumet. Den store ulempen med krom er sprøheten, noe som reduserer legeringenes prosesseringsevne. Den vanligste måten å bruke metall på er i produksjon av belegg (krombelegg). Beskyttelsesfilmen kan være et lag på 0,005 mm, men den vil pålitelig beskytte metallproduktet mot korrosjon og ytre påvirkninger. Kromforbindelser brukes til fremstilling av varmebestandige strukturer i metallurgisk industri (smelteovner). Anti-korrosjon dekorative belegg (metall-keramikk), spesiallegert stål, elektroder for sveisemaskiner, legeringer basert på silisium og aluminium er etterspurt på verdensmarkedene. Kromoksid, på grunn av dets lave oksidasjonspotensial og høye varmebestandighet, fungerer som en katalysator for mange kjemiske reaksjoner som skjer ved høye temperaturer (1000 o C).
Toverdige forbindelser
Krom (2) oksid CrO (nitrogenoksid) er et knallrødt eller svart pulver. Det er uløselig i vann, oksiderer ikke under normale forhold, og viser utpregede grunnleggende egenskaper. Stoffet er fast, ildfast (1550 o C), ikke giftig. Under oppvarming til 100 o C oksideres det til Cr 2 O 3. Det oppløses ikke i svake løsninger av salpetersyre og svovelsyre; reaksjonen skjer med saltsyre.
Kvittering, søknad
Dette stoffet regnes som et lavere oksid. Den har et ganske smalt bruksområde. I den kjemiske industrien brukes kromoksid 2 til å rense hydrokarboner fra oksygen, som det tiltrekker seg under oksidasjonsprosessen ved temperaturer over 100 o C. Kromoksid kan oppnås på tre måter:
- Dekomponering av karbonyl Cr(CO) 6 i nærvær av høy temperatur som katalysator.
- Reduksjon av kromoksid med fosforsyre 3.
- Kromamalgam oksideres av oksygen eller salpetersyre.
Trivalente forbindelser
For kromoksider er oksidasjonstilstanden +3 den mest stabile formen av stoffet. Cr 2 O 3 (kromgrønn, seskvioksid, escolaid) er kjemisk inert, uløselig i vann, og har et høyt smeltepunkt (mer enn 2000 o C). Kromoksid 3 er et grønt, ildfast pulver, veldig hardt og har amfotere egenskaper. Stoffet er løselig i konsentrerte syrer, reaksjon med alkalier skjer som et resultat av fusjon. Kan reduseres til rent metall når den reageres med et sterkt reduksjonsmiddel.
Kvittering og bruk
På grunn av sin høye hardhet (sammenlignbar med korund) er stoffet mest brukt i slipende og polerende materialer. Kromoksid (formel Cr 2 O 3) har en grønn farge, så det brukes som pigment ved fremstilling av glass, maling og keramikk. For kjemisk industri brukes dette stoffet som katalysator for reaksjoner med organiske forbindelser (ammoniakksyntese). Trivalent kromoksid brukes til å lage kunstige edelstener og spineller. For å oppnå det brukes flere typer kjemiske reaksjoner:
- Oksidasjon av kromoksid.
- Oppvarming (kalsinering) av ammoniumdikromat eller ammoniumkromat.
- Dekomponering av treverdig kromhydroksid eller seksverdig oksid.
- Kalsinering av kvikksølvkromat eller dikromat.
Seksverdige forbindelser
Formelen for det høyeste kromoksidet er CrO 3. Stoffet er lilla eller mørkerødt og kan eksistere i form av krystaller, nåler, plater. Kjemisk aktiv, giftig, ved interaksjon med organiske forbindelser er det fare for spontan forbrenning og eksplosjon. Kromoksid 6 - kromsyreanhydrid, kromtrioksid - er svært løselig i vann, under normale forhold interagerer det med luft (løses opp), smeltepunkt - 196 o C. Stoffet har uttalte sure egenskaper. Under en kjemisk reaksjon med vann dannes dikromsyre eller kromsyre, uten ekstra katalysatorer reagerer den med alkalier (gule kromater). For halogener (jod, svovel, fosfor) er det et sterkt oksidasjonsmiddel. Som et resultat av oppvarming over 250 o C dannes fritt oksygen og treverdig kromoksid.
Hvordan får man det og hvor man bruker det
Kromoksid 6 oppnås ved å behandle natrium- eller kaliumkromater (dikromater) med konsentrert svovelsyre eller ved å reagere sølvkromat med saltsyre. Den høye kjemiske aktiviteten til stoffet bestemmer hovedretningene for bruken:
- Innhenting av rent metall - krom.
- I ferd med forkromningsflater, inkludert elektrolytiske metoder.
- Oksidasjon av alkoholer (organiske forbindelser) i kjemisk industri.
- I rakettteknologi brukes den som drivstofftenner.
- I kjemiske laboratorier renser den glassvarer fra organiske forbindelser.
- Brukes i pyroteknisk industri.
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 + ZN + = 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
