Cilj: produbiti znanje učenika o temi lekcije.

Zadaci:

• karakterizirati krom kao jednostavnu tvar;
• upoznati učenike sa spojevima kroma različitih oksidacijskih stanja;
• pokazati ovisnost svojstava spojeva o stupnju oksidacije;
• pokazati redoks svojstva kromovih spojeva;
• nastaviti razvijati vještine učenika u zapisivanju jednadžbi kemijskih reakcija u molekularnom i ionskom obliku i izradi elektronske vage;
• nastaviti razvijati vještine promatranja kemijskog pokusa.

Obrazac lekcije: predavanje s elementima samostalnog rada studenata i promatranje kemijskog pokusa.

Napredak lekcije

I. Ponavljanje gradiva s prethodnog sata.

1. Odgovorite na pitanja i dovršite zadatke:

Koji elementi pripadaju podskupini kroma?

Napiši elektroničke formule atoma

Koje su to vrste elemenata?

Koja oksidacijska stanja pokazuju spojevi?

Kako se atomski radijus i energija ionizacije mijenjaju od kroma do volframa?

Možete zamoliti učenike da ispune tablicu koristeći tablične vrijednosti atomskih radijusa, energije ionizacije i izvedu zaključke.

Uzorak tablice:

2. Poslušajte referat studenata na temu „Elementi podskupine kroma u prirodi, dobivanje i primjena“.

II. Predavanje.

Okvirni sadržaj predavanja:

1. Krom.
2. Spojevi kroma. (2)

• Krom oksid; (2)
• Krom hidroksid. (2)

1. Spojevi kroma. (3)

• Krom oksid; (3)
• Krom hidroksid. (3)

1. Spojevi kroma (6)

• Krom oksid; (6)
• Kromne i dikromne kiseline.

1. Ovisnost svojstava kromovih spojeva o stupnju oksidacije.
2. Redoks svojstva kromovih spojeva.

1. Krom.

Krom je bijeli, sjajni metal plavičaste nijanse, vrlo tvrd (gustoća 7,2 g/cm3), talište 1890˚C.

Kemijska svojstva: krom je u normalnim uvjetima neaktivan metal. To se objašnjava činjenicom da je njegova površina prekrivena oksidnim filmom (Cr 2 O 3). Kada se zagrijava, 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 reakcija kroma s dušikom, fosforom, ugljikom i silicijem; Sastavite elektroničku vagu za jednu od jednadžbi, navedite oksidans i reduktiv.

Interakcija kroma sa složenim tvarima:

Na vrlo visokim temperaturama, krom reagira s vodom:

• 2Sr + 3N2O = Sr2O3 + 3N2

Vježba:

Krom reagira s razrijeđenom sumpornom i klorovodičnom kiselinom:

• Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2
• Cr + 2HCl = CrCl2 + H2

Vježba: sastaviti elektronsku vagu, navesti oksidans i redukciono sredstvo.

Koncentrirana sumporna solna i dušična kiselina pasiviraju krom.

2. Spojevi kroma. (2)

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

• CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O

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

Kromov oksid (2) lako se oksidira na zraku:

• 4CrO+ O 2 = 2Cr 2 O 3

Vježba: sastaviti elektronsku vagu, navesti oksidans i redukciono sredstvo.

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

2Sr (amalgam) + O 2 = 2SrO

2. Krom hidroksid (2)- Cr(OH) 2 je žuta tvar, slabo topljiva u vodi, s izraženim baznim karakterom, stoga stupa u interakciju s kiselinama:

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

Vježba: sastaviti reakcijske jednadžbe u molekularnom i ionskom obliku za interakciju kromovog oksida (2) s klorovodičnom kiselinom.

Kao i krom(2) oksid, krom(2) hidroksid se oksidira:

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

Vježba: sastaviti elektronsku vagu, navesti oksidans i redukciono sredstvo.

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

• CrCl 2 + 2KOH = Cr(OH) 2 ↓ + 2KCl

Vježba: napisati ionske jednadžbe.

3. Spojevi kroma. (3)

1. Krom oksid (3)- Cr 2 O 3 – tamnozeleni prah, netopljiv u vodi, vatrostalan, po tvrdoći sličan korundu (odgovara mu krom hidroksid (3) – Cr(OH) 3). Krom oksid (3) je amfoterne prirode, ali je slabo topljiv u kiselinama i lužinama. Tijekom fuzije dolazi do reakcija s alkalijama:

• Cr 2 O 3 + 2KOH = 2KSrO 2 (kromit K)+ H2O

Vježba: sastaviti jednadžbu reakcije u molekularnom i ionskom obliku za interakciju kromovog oksida (3) s litijevim hidroksidom.

Teško je komunicirati s koncentriranim otopinama kiselina i lužina:

• Cr 2 O 3 + 6 KOH + 3H 2 O = 2K 3 [Cr(OH) 6 ]
• Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O

Vježba: sastaviti reakcijske jednadžbe u molekularnom i ionskom obliku za interakciju kromovog oksida (3) s koncentriranom sumpornom kiselinom i koncentriranom otopinom natrijevog hidroksida.

Krom oksid (3) može se dobiti razgradnjom amonijevog dikromata:

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

2. Krom hidroksid (3) Cr(OH) 3 se dobiva djelovanjem lužina na otopine kromovih soli (3):

• CrCl 3 + 3KOH = Cr(OH) 3 ↓ + 3KCl

Vježba: napisati ionske jednadžbe

Kromov hidroksid (3) je sivo-zeleni talog, nakon čijeg se dobivanja alkalija mora uzeti u nedostatku. Tako dobiven krom hidroksid (3), za razliku od odgovarajućeg oksida, lako stupa u interakciju s kiselinama i lužinama, 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: sastaviti jednadžbe reakcija u molekularnom i ionskom obliku za interakciju kromovog hidroksida (3) s klorovodičnom kiselinom i natrijevim hidroksidom.

Kada se Cr(OH) 3 spoji s alkalijama, dobivaju se metakromit i ortokromit:

• Cr(OH) 3 + KOH = KCrO 2 (metakromit K)+ 2H20
• Cr(OH) 3 + KOH = K 3 CrO 3 (ortokromit K)+ 3H20

4. Spojevi kroma. (6)

1. Krom oksid (6)- CrO 3 – tamnocrvena kristalna tvar, visoko topljiva u vodi – tipičan kiseli oksid. Ovaj oksid odgovara dvjema kiselinama:

• CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4 (kromna kiselina – nastaje kada ima viška vode)
• CrO3 + H2O =H2Cr2O 7 (dikromna kiselina – nastaje pri visokoj koncentraciji kromovog oksida (3)).

Krom oksid (6) je vrlo jak oksidans, stoga energetski stupa u interakciju s organskim tvarima:

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

Također oksidira jod, sumpor, fosfor, ugljen:

• 3S + 4CrO 3 = 3SO 2 + 2Cr 2 O 3

Vježba: sastaviti jednadžbe kemijskih reakcija kromovog oksida (6) s jodom, fosforom, ugljenom; izraditi elektroničku vagu za jednu od jednadžbi, označiti oksidacijsko i redukcijsko sredstvo

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

• 4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2

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

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

2. Kromne i dikromne kiseline.

Kromne i dikromne kiseline postoje samo u vodenim otopinama i tvore stabilne soli, kromate odnosno dikromate. Kromati i njihove otopine žute su boje, a dikromati narančaste.

Kromatni - CrO 4 2- ioni i dikromatni - Cr 2O 7 2- ioni lako se pretvaraju jedni u druge kada se promijeni okoliš otopine

U kiseloj otopini kromati prelaze u dikromate:

• 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 prelaze u kromate:

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

Kada se razrijedi, dikromna kiselina prelazi u kromnu kiselinu:

• H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 2H 2 CrO 4

5. Ovisnost svojstava kromovih spojeva o stupnju oksidacije.

6. Redoks svojstva kromovih spojeva.

Reakcije u kiseloj sredini.

U kiseloj sredini spojevi Cr +6 prelaze u spojeve Cr +3 pod djelovanjem redukcijskih sredstava: 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 jednadžbu metodom elektronske vage, navedite oksidans i reduktiv:

• 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. Zbrojite produkte reakcije, izjednačite jednadžbu metodom elektroničke vage, navedite oksidans i reduktiv:

• K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 =? +? +H20

Reakcije u alkalnoj sredini.

U alkalnoj sredini spojevi kroma Cr +3 prelaze u spojeve Cr +6 pod djelovanjem oksidacijskih 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 jednadžbu metodom elektroničke vage, navedite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo:

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

Dodati produkte reakcije, izjednačiti jednadžbu metodom elektroničke vage, označiti oksidans i reduktiv:

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

Dakle, oksidacijska svojstva dosljedno rastu s promjenom oksidacijskih stanja u seriji: Cr +2 → Cr +3 → Cr +6. Spojevi kroma (2) jaki su redukcijski agensi i lako se oksidiraju, prelazeći u spojeve kroma (3). Spojevi kroma (6) jaki su oksidansi i lako se reduciraju u spojeve kroma (3). Spojevi kroma (3), u interakciji s jakim redukcijskim agensima, pokazuju oksidirajuća svojstva, pretvarajući se u spojeve kroma (2), a u interakciji s jakim oksidirajućim agensima, pokazuju redukcijska svojstva, pretvarajući se u spojeve kroma (6)

Na metodologiju predavanja:

1. Kako bi se poboljšala kognitivna aktivnost studenata i održao interes, preporučljivo je provesti demonstracijski eksperiment tijekom predavanja. Ovisno o mogućnostima nastavnog laboratorija učenicima se mogu demonstrirati sljedeći pokusi:

• dobivanje kromovog oksida (2) i kromovog hidroksida (2), dokazivanje njihovih osnovnih svojstava;
• dobivanje kromovog oksida (3) i kromovog hidroksida (3), dokazivanje njihovih amfoternih svojstava;
• dobivanje kromovog oksida (6) i njegovo otapanje u vodi (priprava kromne i dikromne kiseline);
• prijelaz kromata u dikromate, dikromata u kromate.

1. Zadaci za samostalan rad mogu se diferencirati uzimajući u obzir stvarne sposobnosti učenja učenika.
2. Predavanje možete završiti rješavanjem sljedećih zadataka: napišite jednadžbe kemijskih reakcija pomoću kojih se mogu izvesti sljedeće transformacije:

.III. domaća zadaća: poboljšati predavanje (dodati jednadžbe kemijskih reakcija)

1. Vasiljeva Z.G. Laboratorijski rad iz opće i anorganske kemije. -M .: "Kemija", 1979 - 450 str.
2. Egorov A.S. Učiteljica kemije. – Rostov na Donu: “Feniks”, 2006.-765 str.
3. Kudrjavcev A.A. Pisanje kemijskih jednadžbi. - M., “Viša škola”, 1979. - 295 str.
4. Petrov M.M. Anorganska kemija. – Lenjingrad: “Kemija”, 1989. – 543 str.
5. Uškalova V.N. Kemija: natjecateljski zadaci i odgovori. - M.: “Prosvjetljenje”, 2000. – 223 str.

Krom je element bočne podskupine 6. skupine 4. periode periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, s atomskim brojem 24. Označava se simbolom Cr (lat. Chromium). Jednostavna tvar krom tvrdi je metal plavkastobijele boje.

Kemijska svojstva kroma

U normalnim uvjetima krom reagira samo s fluorom. Na visokim temperaturama (iznad 600°C) dolazi u interakciju s kisikom, halogenima, dušikom, silicijem, 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 otapa u razrijeđenim jakim kiselinama (HCl, H 2 SO 4)

U nedostatku zraka nastaju soli Cr 2+, a u zraku 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 - oksidanse.

Spojevi kroma

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

Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O

Spojevi kroma (II) jaki su redukcijski agensi; pod utjecajem atmosferskog kisika prelaze u spojeve kroma (III).

2CrCl 2 + 2HCl → 2CrCl 3 + H 2

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3

Krom oksid (III) Cr 2 O 3 je zeleni prah netopljiv u vodi. Može se dobiti kalcinacijom krom(III) hidroksida ili kalijevih i amonijevih dikromata:

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 (vulkanska reakcija)

Amfoterni oksid. Kada se Cr 2 O 3 stopi s alkalijama, sodom i kiselim solima, dobivaju se spojevi kroma s oksidacijskim stanjem (+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 smjesom lužine i oksidacijskog sredstva, kromovi spojevi se dobivaju u oksidacijskom 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-zelen, zagrijavanjem se raspada, gubi vodu i stvara zelen metahidroksid CrO(OH). Ne otapa se u vodi. Taloži se iz otopine kao sivo-plavi i plavo-zeleni hidrat. Reagira s kiselinama i alkalijama, ne stupa u interakciju s hidratom amonijaka.

Ima amfoterna svojstva - otapa 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 o primitku: taloženje amonijak hidratom iz otopine kromovih(III) soli:

Cr3+ + 3(NH3H20) = Sr(OH) 3 ↓+ ZNN 4+

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

Soli kroma (III) imaju ljubičastu ili tamnozelenu boju. Njihova kemijska svojstva nalikuju bezbojnim aluminijevim solima.

Cr(III) spojevi mogu pokazivati ​​i oksidacijska 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

Spojevi heksavalentnog kroma

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

Dobiva se iz kalijevog kromata (ili dikromata) 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, s alkalijama stvara žute kromate CrO 4 2-:

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

U kiseloj sredini kromati se pretvaraju u narančaste dikromate 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

Kalijev dikromat je oksidacijsko 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

Kalijev kromat K 2 Kr O 4 . oksosol. Žuta, nehigroskopna. Topi se bez raspadanja, termički stabilan. Vrlo topiv u vodi ( žuta boja boja otopine odgovara ionu CrO 4 2-), lagano hidrolizira anion. U kiseloj sredini prelazi u K 2 Cr 2 O 7 . Oksidirajuće sredstvo (slabije od K 2 Cr 2 O 7). Ulazi u reakcije ionske izmjene.

Kvalitativna reakcija na CrO 4 2- ion - taloženje žutog taloga barijevog kromata, koji se raspada u jako kiseloj sredini. Koristi se kao sredstvo za jedkanje za bojanje tkanina, sredstvo za štavljenje kože, selektivno oksidacijsko sredstvo i reagens u analitičkoj kemiji.

Jednadžbe 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 (razb.) = BaCr 2 O 7 (p) + BaC1 2 + H 2 O

Potvrda o primitku: sinteriranje kromita s potašom na zraku:

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

Kalijev dikromat K 2 Kr 2 O 7 . oksosol. Tehnički naziv kromirani vrh. Narančasto-crvena, nehigroskopna. Topi se bez raspadanja, a raspada daljnjim zagrijavanjem. Vrlo topiv u vodi ( narančasta Boja otopine odgovara ionu Cr 2 O 7 2-. U alkalnoj sredini stvara K 2 CrO 4 . Tipično oksidacijsko sredstvo u otopini i tijekom taljenja. Ulazi u reakcije ionske izmjene.

Kvalitativne reakcije- plava boja eterske otopine u prisutnosti H 2 O 2, plava boja vodene otopine pod djelovanjem atomskog vodika.

Koristi se kao sredstvo za štavljenje kože, jednjak za bojanje tkanina, sastojak pirotehničkih sastava, reagens u analitičkoj kemiji, inhibitor korozije metala, u smjesi s H 2 SO 4 (konc.) - za pranje kemijskog posuđa.

Jednadžbe 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 (kipuće)

K 2 Cr 2 O 7 (t) +2H 2 SO 4 (96%) ⇌2KHSO 4 +2CrO 3 +H 2 O ("smjesa kroma")

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 + (razb.) =Ag 2 Cr 2 O 7 (crveno) ↓

Cr 2 O 7 2- (razrijeđen) +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

Prijem: obrada K 2 CrO 4 sumpornom kiselinom:

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

"Nacionalno istraživačko politehničko sveučilište Tomsk"

Zavod za geoekologiju i geokemiju prirodnih resursa

Krom

Po disciplini:

Kemija

Završeno:

student grupe 2G41 Tkacheva Anastasia Vladimirovna 29.10.2014.

Provjereno:

učitelj Stas Nikolaj Fedorovič

Položaj u periodnom sustavu

Krom- element bočne podskupine 6. skupine 4. razdoblja periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva s atomskim brojem 24. Označava se simbolom Kr(lat. Krom). Jednostavna tvar krom- tvrdi metal plavkasto-bijele boje. Krom se ponekad klasificira kao željezni metal.

Struktura atoma

17 Cl)2)8)7 - dijagram strukture atoma

1s2s2p3s3p - elektronička formula

Atom se nalazi u III periodi, i ima tri energetske razine

Atom se nalazi u skupini VII, u glavnoj podskupini - na vanjskoj energetskoj razini 7 elektrona

Svojstva elementa

Fizička svojstva

Krom je bijeli sjajni metal s kubičnom rešetkom u središtu tijela, a = 0,28845 nm, karakteriziran tvrdoćom i krtošću, gustoćom od 7,2 g/cm 3, jedan od najtvrđih čistih metala (na drugom mjestu iza berilija, volframa i urana ), s talištem od 1903 stupnja. I s vrelištem od oko 2570 stupnjeva. C. Na zraku je površina kroma prekrivena oksidnim filmom koji ga štiti od daljnje oksidacije. Dodavanje ugljika kromu dodatno povećava njegovu tvrdoću.

Kemijska svojstva

Krom je inertan metal u normalnim uvjetima, ali kada se zagrijava postaje prilično aktivan.

Međudjelovanje s nemetalima

Kada se zagrije iznad 600°C, krom izgara u kisiku:

4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3.

Reagira s fluorom na 350°C, s klorom na 300°C, s bromom na crvenoj vrućini, tvoreći kromove (III) halogenide:

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3.

Reagira s dušikom na temperaturama iznad 1000°C i stvara nitride:

2Cr + N 2 = 2CrN

ili 4Cr + N 2 = 2Cr 2 N.

2Cr + 3S = Cr 2 S 3.

Reagira s borom, ugljikom i silicijem u obliku borida, karbida i silicida:

Cr + 2B = CrB 2 (moguće stvaranje Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 4),

2Cr + 3C = Cr 2 C 3 (moguće stvaranje Cr 23 C 6, Cr 7 B 3),

Cr + 2Si = CrSi 2 (moguće stvaranje Cr 3 Si, Cr 5 Si 3, CrSi).

Ne stupa u izravnu interakciju s vodikom.

Interakcija s vodom

Kada je fino samljeven i vruć, krom reagira s vodom i tvori krom(III) oksid i vodik:

2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2

Interakcija s kiselinama

U elektrokemijskom naponskom nizu metala krom se nalazi prije vodika; istiskuje vodik iz otopina neoksidirajućih kiselina:

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2;

Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2.

U prisutnosti atmosferskog kisika nastaju soli kroma (III):

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O.

Koncentrirana dušična i sumporna kiselina pasiviraju krom. Krom se u njima može otopiti samo jakim zagrijavanjem, nastaju kromove (III) soli i produkti redukcije kiseline:

2Cr + 6H2SO4 = Cr2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H20;

Cr + 6HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Interakcija s alkalnim reagensima

Krom se ne otapa u vodenim otopinama lužina; on polagano reagira s talinama lužina stvarajući kromite i oslobađajući vodik:

2Cr + 6KOH = 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2.

Reagira s alkalnim talinama oksidirajućih sredstava, na primjer kalijevog klorata, a krom se pretvara u kalijev kromat:

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

Oporaba metala iz oksida i soli

Krom je aktivan metal, sposoban istiskivati ​​metale iz otopina njihovih soli: 2Cr + 3CuCl 2 = 2CrCl 3 + 3Cu.

Svojstva jednostavne tvari

Stabilan na zraku zahvaljujući pasivizaciji. Iz istog razloga ne reagira sa sumpornom i dušičnom kiselinom. Na 2000 °C gori stvarajući zeleni krom(III) oksid Cr 2 O 3, koji ima amfoterna svojstva.

Spojevi kroma s borom (boridi Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 2, CrB 4 i Cr 5 B 3), s ugljikom (karbidi Cr 23 C 6, Cr 7 C 3 i Cr 3 C 2), sintetizirani su silicij (silicidi Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 i CrSi) i dušik (nitridi Cr 2 N).

Cr(+2) spojevi

Oksidacijsko stanje +2 odgovara bazičnom oksidu CrO (crni). Cr 2+ soli (plave otopine) dobivaju se redukcijom Cr 3+ soli ili dikromata s cinkom u kiselom mediju (“vodik u trenutku oslobađanja”):

Sve te soli Cr 2+ jaki su redukcijski agensi, do te mjere da stajanjem istiskuju vodik iz vode. Kisik u zraku, osobito u kiseloj sredini, oksidira Cr 2+, zbog čega plava otopina brzo pozeleni.

Smeđi ili žuti hidroksid Cr(OH) 2 taloži se kada se otopinama kromovih (II) soli dodaju lužine.

Sintetizirani su kromovi dihalogenidi CrF 2, CrCl 2, CrBr 2 i CrI 2

Cr(+3) spojevi

Oksidacijsko stanje +3 odgovara amfoternom oksidu Cr 2 O 3 i hidroksidu Cr (OH) 3 (oba zelena). Ovo je najstabilnije oksidacijsko stanje kroma. Spojevi kroma u ovom oksidacijskom stanju imaju boju od prljavo ljubičaste (3+ ion) do zelene (anioni su prisutni u koordinacijskoj sferi).

Cr 3+ je sklon stvaranju dvostrukih sulfata oblika M I Cr(SO 4) 2 12H 2 O (stipsa)

Krom (III) hidroksid dobiva se reakcijom amonijaka s otopinama kromovih (III) soli:

Cr+3NH+3H2O→Cr(OH)↓+3NH

Možete koristiti otopine alkalija, ali u njihovom višku nastaje topljivi hidrokso kompleks:

Cr+3OH→Cr(OH)↓

Cr(OH)+3OH →

Spajanjem Cr 2 O 3 s alkalijama dobivaju se kromiti:

Cr2O3+2NaOH→2NaCrO2+H2O

Nekalcinirani krom(III) oksid otapa se u lužnatim otopinama i kiselinama:

Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3H2O

Kada se spojevi kroma(III) oksidiraju u alkalnoj sredini, nastaju spojevi kroma(VI):

2Na+3HO→2NaCrO+2NaOH+8HO

Ista stvar se događa kada se kromov (III) oksid stopi s alkalijama i oksidansima ili s alkalijama na zraku (talina dobiva žutu boju):

2Cr2O3+8NaOH+3O2→4Na2CrO4+4H2O

Spojevi kroma (+4)[

Pažljivom razgradnjom krom(VI) oksida CrO 3 u hidrotermalnim uvjetima dobiva se krom(IV) oksid CrO 2 koji je feromagnetičan i ima metalnu vodljivost.

Među tetrahalogenidima kroma, CrF 4 je stabilan; tetraklorid kroma CrCl 4 postoji samo u parama.

Spojevi kroma (+6)

Oksidacijsko stanje +6 odgovara kiselom krom (VI) oksidu CrO 3 i nizu kiselina, između kojih postoji ravnoteža. Najjednostavniji od njih su krom H 2 CrO 4 i dikrom H 2 Cr 2 O 7 . Oni tvore dvije serije soli: žute kromate i narančaste dikromate.

Kromov (VI) oksid CrO 3 nastaje interakcijom koncentrirane sumporne kiseline s otopinama dikromata. Tipičan kiseli oksid, u interakciji s vodom stvara jake nestabilne kromne kiseline: kromnu H 2 CrO 4, dikromnu H 2 Cr 2 O 7 i druge izopolne kiseline s općom formulom H 2 Cr n O 3n+1. Povećanje stupnja polimerizacije događa se smanjenjem pH, odnosno povećanjem kiselosti:

2CrO+2H→Cr2O+H2O

Ali ako se otopina lužine doda narančastoj otopini K 2 Cr 2 O 7, boja ponovno postaje žuta jer K 2 CrO 4 kromat ponovno nastaje:

Cr2O+2OH→2CrO+HO

Ne postiže visoki stupanj polimerizacije, kao što je slučaj s volframom i molibdenom, jer se polikromna kiselina razlaže na krom(VI) oksid i vodu:

H2CrnO3n+1→H2O+nCrO3

Topivost kromata približno odgovara topivosti sulfata. Konkretno, žuti barijev kromat BaCrO 4 taloži se kada se soli barija dodaju i kromatnoj i dikromatnoj otopini:

Ba+CrO→BaCrO↓

2Ba+CrO+H2O→2BaCrO↓+2H

Stvaranje krvavocrvenog, slabo topljivog srebrnog kromata koristi se za otkrivanje srebra u legurama pomoću testne kiseline.

Poznati su krom pentafluorid CrF 5 i nisko stabilni krom heksafluorid CrF 6. Također su dobiveni hlapljivi kromovi oksihalidi CrO 2 F 2 i CrO 2 Cl 2 (kromil klorid).

Spojevi kroma(VI) jaki su oksidansi, npr.

K2Cr2O7+14HCl→2CrCl3+2KCl+3Cl2+7H2O

Dodavanjem vodikovog peroksida, sumporne kiseline i organskog otapala (etera) dikromatima dolazi do stvaranja plavog kromovog peroksida CrO 5 L (L je molekula otapala), koji se ekstrahira u organski sloj; Ova reakcija se koristi kao analitička.

Krom oksid (II) i krom(II) hidroksid bazične su prirode

Cr(OH)+2HCl→CrCl+2HO

Spojevi kroma(II) jaki su redukcijski agensi; pod utjecajem atmosferskog kisika prelaze u krom(III) spoj.

2CrCl+ 2HCl → 2CrCl+ H

4Cr(OH)+O+ 2HO→4Cr(OH)

Krom oksid (III) CrO je zeleni prah netopljiv u vodi. Može se dobiti kalcinacijom krom(III) hidroksida ili kalijevih i amonijevih dikromata:

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 ]

Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O

Krom (III) hidroksid Cr(OH) 3 dobiva se djelovanjem lužina na otopine kromovih (III) soli:

CrCl 3 + 3KOH = Cr(OH) 3 ↓ + 3KCl

Krom (III) hidroksid je sivo-zeleni talog, nakon čijeg se dobivanja alkalija mora uzeti u nedostatku. Tako dobiveni kromov (III) hidroksid, za razliku od odgovarajućeg oksida, lako stupa u interakciju s kiselinama i lužinama, 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 s alkalijama, dobivaju se metakromit i ortokromit:

Cr(OH) 3 + KOH = KCrO 2 (metakromit K)+ 2H20

Cr(OH) 3 + KOH = K 3 CrO 3 (ortokromit K)+ 3H20

Spojevi kroma (VI).

Krom oksid (VI) - CrO 3 – tamnocrvena kristalna tvar, visoko topljiva u vodi – tipičan kiseli oksid. Ovaj oksid odgovara dvjema kiselinama:

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

CrO3 + H2O =H2Cr2O 7 (dikromna kiselina – nastaje pri visokoj koncentraciji kromovog oksida (3)).

Krom oksid (6) je vrlo jak oksidans, stoga energetski stupa u interakciju s organskim tvarima:

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

Također oksidira jod, sumpor, fosfor, ugljen:

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

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

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2

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

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

Kromne i dikromne kiseline.

Kromne i dikromne kiseline postoje samo u vodenim otopinama i tvore stabilne soli, kromate odnosno dikromate. Kromati i njihove otopine žute su boje, a dikromati narančaste.

Kromatni - CrO 4 2- ioni i dikromatni - Cr2O 7 2- ioni lako se pretvaraju jedni u druge kada se promijeni okolina otopine

U kiseloj otopini kromati prelaze u dikromate:

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 prelaze u kromate:

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

Kada se razrijedi, dikromna kiselina prelazi u kromnu kiselinu:

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

Ovisnost svojstava kromovih spojeva o stupnju oksidacije.

Redoks svojstva kromovih spojeva.

Reakcije u kiseloj sredini.

U kiseloj sredini spojevi Cr +6 prelaze u spojeve Cr +3 pod djelovanjem redukcijskih sredstava: 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 spojevi kroma Cr +3 prelaze u spojeve Cr +6 pod djelovanjem oksidacijskih 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