1) Оксид хрому (ІІІ).
Оксид хрому можна отримати:
Термічним розкладанням дихромату амонію:
(NH 4) 2 C 2 O 7 Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O
Відновленням дихромату калію вуглецем (коксом) або сіркою:
2K 2 Cr 2 O 7 + 3C 2Cr 2 O 3 + 2K 2 CO 3 + CO 2
K 2 Cr 2 O 7 + S Cr 2 O 3 + K 2 SO 4
Оксид хрому (III) має амфотерні властивості.
C кислотами оксид хрому (III) утворює солі:
Cr 2 O 3 + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2 O
При сплавленні оксиду хрому (III) з оксидами, гідроксидами та карбонатами лужних та лужноземельних металів утворюються хромати (III), (хроміти):
Сr 2 O 3 + Ba(OH) 2 Ba(CrO 2) 2 + H 2 O
Сr 2 O 3 + Na 2 CO 3 2NaCrO 2 + CO 2
З лужними розплавами окислювачів – хромати (VI) (хромати)
Cr 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O
Cr 2 O 3 + 3Br 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 5H 2 O
Сr 2 O 3 + O 3 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O
Cr 2 O 3 + 3O 2 + 4Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + 4CO 2
Сr 2 O 3 + 3NaNO 3 + 2Na 2 CO 3 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2 + 3NaNO 2
Cr 2 O 3 + KClO 3 + 2Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + KCl + 2CO 2
2) Гідроксид хрому (III)
Гідроксид хрому (III) має амфотерні властивості.
2Cr(OH) 3 = Cr 2 O 3 + 3H 2 O
2Cr(OH) 3 + 3Br 2 + 10KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 8H 2 O
3) Солі хрому (III)
2CrCl 3 + 3Br 2 + 16KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 6KCl + 8H 2 O
2CrCl 3 + 3H 2 O 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O
Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O
Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3Br 2 + 16NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O
Cr 2 (SO 4) 3 + 6KMnO 4 + 16KOH = 2K 2 CrO 4 + 6K 2 MnO 4 + 3K 2 SO 4 + 8H 2 O.
2Na 3 + 3Br 2 + 4NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 8H 2 O
2K 3 + 3Br 2 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 8H 2 O
2KCrO 2 + 3PbO 2 + 8KOH = 2K 2 CrO 4 + 3K 2 PbO 2 + 4H 2 O
Cr 2 S 3 + 30HNO 3(конц.) = 2Cr(NO 3) 3 + 3H 2 SO 4 + 24NO 2 + 12H 2 O
2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2
Хромати (III) легко реагують із кислотами:
NaCrO 2 + HCl (недолік) + H 2 O = Cr(OH) 3 + NaCl
NaCrO 2 + 4HCl (надлишок) = CrCl 3 + NaCl + 2H 2 O
K 3 + 3CO 2 = Cr(OH) 3 ↓ + 3NaHCO 3
У розчині піддаються повному гідролізу
NaCrO 2 + 2H 2 O = Cr(OH) 3 ↓ + NaОН
Більшість солей хрому добре розчиняються у воді, але легко піддаються гідролізу:
Сr 3+ + HOH ↔ CrOH 2+ + H +
СrCl 3 + HOH ↔ CrOHCl 2 + HCl
Cолі, утворені катіонами хрому (III) та аніоном слабкої або летючої кислоти, у водних розчинах повністю гідролізуються:
Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
З'єднання хрому (VI)
1) Оксид хрому (VI).
Оксид хрому (VI). Дуже отруйний!
Оксид хрому (VI) можна отримати дією концентрованої сірчаної кислоти на сухі хромати або дихромати:
Na 2 Cr 2 O 7 + 2H 2 SO 4 = 2CrO 3 + 2NaHSO 4 + H 2 O
Кислотний оксид, який взаємодіє з основними оксидами, основами, водою:
CrO 3 + Li 2 O → Li 2 CrO 4
CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O
CrO 3 + Н 2 O = Н 2 CrO 4
2CrO 3 + Н 2 O = Н 2 Cr 2 O 7
Оксид хрому (VI) сильний окислювач: окислює вуглець, сірку, йод, фосфор, перетворюючись при цьому на оксид хрому (III)
4CrO 3 → 2Cr 2 O 3 + 3O 2 .
4CrO 3 + 3S = 2Cr 2 O 3 + 3SO 2
Окислення солей:
2CrO 3 + 3K 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 3K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
Окислення органічних сполук:
4CrO 3 + C 2 H 5 OH + 6H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4) 2 + 2CO 2 + 9H 2 O
Сильними окислювачами є солі хромових кислот – хромати та дихромати. Продуктами відновлення яких є похідні хрому (III).
У нейтральному середовищі утворюється гідроксид хрому (III):
K 2 Cr 2 O 7 + 3Na 2 SO 3 + 4H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4 + 2KOH
2K 2 CrO 4 + 3(NH 4) 2 S + 2H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3S↓ + 6NH 3 + 4KOH
У лужній – гідроксохромати (III):
2K 2 CrO 4 + 3NH 4 HS + 5H 2 O + 2KOH = 3S + 2K 3 + 3NH 3 · H 2 O
2Na 2 CrO 4 + 3SO 2 + 2H 2 O + 8NaOH = 2Na 3 + 3Na 2 SO 4
2Na 2 CrO 4 + 3Na 2 S + 8H 2 O = 3S + 2Na 3 + 4NaOH
У кислій – солі хрому (III):
3H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3S + 7H 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 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3S + 7H 2 O
8K 2 Cr 2 O 7 + 3Ca 3 P 2 + 64HCl = 3Ca 3 (PO 4) 2 + 16CrCl 3 + 16KCl + 32H 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
K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3KNO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3KNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 7H 2 O + 2KCl
K 2 Cr 2 O 7 + 3SO 2 + 8HCl = 2KCl + 2CrCl 3 + 3H 2 SO 4 + H 2 O
2K 2 CrO 4 + 16HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 8H 2 O + 4KCl
Продукт відновлення у різних середовищах можна представити схематично:
H 2 O Cr(OH) 3 сіро-зелений осад
K 2 CrO 4 (CrO 4 2–)
OH – 3 – розчин смарагдово-зеленого кольору
K 2 Cr 2 O 7 (Cr 2 O 7 2–) H + Cr 3+ розчин синьо-фіолетового кольору
Солі хромової кислоти – хромати – жовтого кольору, а солі дихромової кислоти – дихромати – оранжевого кольору. Змінюючи реакцію розчину, можна здійснювати взаємне перетворення хроматів на дихромати:
2K 2 CrO 4 + 2HCl (розб.) = K 2 Cr 2 O 7 + 2KCl + H 2 O
2K 2 CrO 4 + H 2 O + CO 2 = K 2 Cr 2 O 7 + KHCO 3
кисле середовище
2СrO 4 2 – + 2H + Cr 2 O 7 2– + H 2 O
лужне середовище
Хром. Сполуки хрому.
1. Сульфід хрому (III) обробили водою, при цьому виділився газ і залишилася нерозчинна речовина. До цієї речовини додали розчин їдкого натру та пропустили газоподібний хлор, при цьому розчин набув жовтого забарвлення. Розчин підкислили сірчаною кислотою, в результаті фарбування змінилося на помаранчеве; через отриманий розчин пропустили газ, що виділився при обробці сульфіду водою, колір розчину змінився на зелений. Напишіть рівняння описаних реакцій.
2. Після короткочасного нагрівання невідомої порошкоподібної речовини помаранчевої речовини помаранчевого кольору починається мимовільна реакція, що супроводжується зміною кольору на зелений, виділенням газу та іскор. Твердий залишок змішали з їдким калі і нагріли, отриману речовину внесли в розчин соляної кислоти, при цьому утворився осад зеленого кольору, який розчиняється в надлишку кислоти. Напишіть рівняння описаних реакцій.
3. Дві солі фарбують полум'я у фіолетовий колір. Одна з них безбарвна і при легкому нагріванні її з концентрованою сірчаною кислотою відганяється рідина, в якій розчиняється мідь, останнє перетворення супроводжується виділенням бурого газу. При додаванні до розчину другої солі розчину сірчаної кислоти жовте забарвлення розчину змінюється на помаранчеве, а при нейтралізації отриманого розчину лугом відновлюється початковий колір. Напишіть рівняння описаних реакцій.
4. Гідроксид тривалентного хрому обробили соляною кислотою. В отриманий розчин додали поташ, осад, що виділився, відділили і внесли в концентрований розчин їдкого калі, в результаті осад розчинився. Після додавання надлишку соляної кислоти було отримано розчин зеленого кольору. Напишіть рівняння описаних реакцій.
5. При додаванні в розчин солі жовтого кольору, що забарвлює полум'я у фіолетовий колір, розбавленої соляної кислоти забарвлення змінилося на оранжево-червоне. Після нейтралізації розчину концентрованою лугом колір розчину повернувся до первісного. При додаванні в одержаний хлориду барію випадає осад жовтого кольору. Осад відфільтрували і до фільтрату додали розчин нітрату срібла. Напишіть рівняння описаних реакцій.
6. До розчину сульфату тривалентного хрому додали кальциновану соду. Осад, що виділився, відділили, перенесли в розчин їдкого натру, додали бром і нагріли. Після нейтралізації продуктів реакції сірчаною кислотою розчин набуває помаранчевого забарвлення, яке зникає після пропускання через розчин сірчистого газу. Напишіть рівняння описаних реакцій.
7) Порошок сульфіду хрому (III) обробили водою. Сіро-зелений осад, що випав при цьому, обробили хлорною водою в присутності гідроксиду калію. До отриманого жовтого розчину долили розчин сульфіту калію, при цьому знову випав сіро-зелений осад, який прожарили до маси. Напишіть рівняння описаних реакцій.
8) Порошок сульфіду хрому (III) розчинили у сірчаній кислоті. При цьому виділився газ та утворився розчин. До отриманого розчину додали надлишок розчину аміаку, а газ пропустили розчин нітрату свинцю. Отриманий при цьому чорний осад побілів після обробки пероксидом водню. Напишіть рівняння описаних реакцій.
9) Дихромат амонію розклали при нагріванні. Твердий продукт розкладання розчинили у сірчаній кислоті. До отриманого розчину долили розчин гідроксиду натрію до випадання осаду. При подальшому доливанні гідроксиду натрію до осаду він розчинився. Напишіть рівняння описаних реакцій.
10) Оксид хрому (VI) прореагував з гідроксидом калію. Отриману речовину обробили сірчаною кислотою, з розчину, що утворився, виділили сіль оранжевого кольору. Цю сіль обробили бромоводневою кислотою. Отримана проста речовина вступила в реакцію із сірководнем. Напишіть рівняння описаних реакцій.
11. Хром спалили у хлорі. Отримана сіль прореагувала з розчином, що містить пероксид водню та гідроксид натрію. До жовтого розчину, що утворився, додали надлишок сірчаної кислоти, колір розчину змінився на помаранчевий. Коли з цим розчином відреагував оксид міді (I), колір розчину став синьо-зеленим. Напишіть рівняння описаних реакцій.
12. Нітрат натрію сплавили з оксидом хрому (III) у присутності карбонату натрію. газ, що виділився при цьому, прореагував з надлишком розчину гідроксиду барію з випаданням осаду білого кольору. Осад розчинили в надлишку розчину соляної кислоти і отриманий розчин додали нітрат срібла до припинення випадання осаду. Напишіть рівняння описаних реакцій.
13. Калій сплавили із сіркою. Отриману сіль обробили соляною кислотою. газ, що виділився при цьому, пропустили через розчин біхромату калію в сірчаній кислоті. речовину, що випала, жовтого кольору відфільтрували і сплавили з алюмінієм. Напишіть рівняння описаних реакцій.
14. Хром спалили у атмосфері хлору. До солі додали по краплях гідроксид калію до припинення виділення осаду. Отриманий осад окислили перекисом водню серед їдкого калію і упарили. До твердого залишку додали надлишок гарячого розчину концентрованої соляної кислоти. Напишіть рівняння описаних реакцій.
Хром. Сполуки хрому.
1) Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
2Cr(OH) 3 + 3Cl 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O
Na 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3H 2 S = Cr 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 3S↓ + 7H 2 O
2) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O
Cr 2 O 3 + 2KOH 2KCrO 2 + H 2 O
KCrO 2 + H 2 O + HCl = KCl + Cr(OH) 3 ↓
Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
3) KNO 3(тв.) + H 2 SO 4(конц.) HNO 3 + KHSO 4
4HNO 3 + Cu = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
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
4) Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
2CrCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6KCl
Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3
K 3 + 6HCl = CrCl 3 + 3KCl + 6Н 2 О
5) 2K 2 CrO 4 + 2HCl = K 2 Cr 2 O 7 + 2KCl + H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O
K 2 CrO 4 + BaCl 2 = BaCrO 4 ↓ + 2 KCl
KCl + AgNO 3 = AgCl↓ + KNO 3
6) Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 3K 2 SO 4
2Cr(OH) 3 + 3Br 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 8H 2 O
2Na 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 4 + H 2 O
Na 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + 3SO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O
7) Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
2Cr(OH) 3 + 3Cl 2 + 10KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KCl + 8H 2 O
2K 2 CrO 4 + 3K 2 SO 3 + 5H 2 O = 2Cr(OH) 2 + 3K 2 SO 4 + 4KOH
2Cr(OH) 3 Cr 2 O 3 + 3H 2 O
8) Cr 2 S 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S
Cr 2 (SO 4) 3 + 6NH 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3(NH 4) 2 SO 4
H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2HNO 3
PbS + 4H 2 O 2 = PbSO 4 + 4H 2 O
9) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O
Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4
Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3
10) CrO 3 + 2KOH = K 2 CrO 4 + H 2 O
2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4(розб.) = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HBr = 3Br 2 + 2CrBr 3 + 7H 2 O + 2KBr
Br 2 + H 2 S = S + 2HBr
11) 2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3
2CrCl 3 + 10NaOH + 3H 2 O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O
2Na 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 4 + H 2 O
Na 2 Cr 2 O 7 + 3Cu 2 O + 10H 2 SO 4 = 6CuSO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 10H 2 O
12) 3NaNO 3 + Cr 2 O 3 + 2Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + 3NaNO 2 + 2CO 2
CO 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O
BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + CO 2 + H 2 O
BaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl↓ + Ba(NO 3) 2
13) 2K + S = K 2 S
K 2 S + 2HCl = 2KCl + H 2 S
3H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = 3S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
3S + 2Al = Al 2 S 3
14) 2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3
CrCl 3 + 3KOH = 3KCl + Cr(OH) 3 ↓
2Cr(OH) 3 + 3H 2 O 2 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 8H 2 O
2K 2 CrO 4 + 16HCl = 2CrCl 3 + 4KCl + 3Cl 2 + 8H 2 O
Неметали.
IV A група (вуглець, кремній).
Вуглець. З'єднання вуглецю.
I. Вуглець.
Вуглець може виявляти як відновлювальні, так і окисні властивості. Відновлювальні властивості вуглець виявляє з простими речовинами, утвореними неметалами з більшим у порівнянні з ним значенням електронегативності (галогенами, киснем, сіркою, азотом), а також з оксидами металів, водою та іншими окислювачами.
При нагріванні з надлишком повітря графіт горить, утворюючи оксид вуглецю (IV):
при нестачі кисню можна отримати СО
Аморфний вуглець вже за кімнатної температури реагує з фтором.
З + 2F 2 = CF 4
При нагріванні з хлором:
З + 2Cl 2 = CCl 4
При більш сильному нагріванні вуглець реагує із сіркою, кремнієм:
При дії електричного розряду вуглець з'єднується з азотом, утворюючи діацин:
2С + N 2 → N ≡ C – C ≡ N
У присутності каталізатора (нікель) та при нагріванні вуглець реагує з воднем:
З + 2Н 2 = СН 4
З водою розжарений кокс утворює суміш газів:
З + H 2 O = CO + H 2
Відновлювальні властивості вуглецю застосовуються в пірометалургії:
C + CuO = Cu + CO
При нагріванні з оксидами активних металів вуглець утворює карбіди:
3С + СаО = СаС 2 + СО
9С + 2Al 2 O 3 = Al 4 C 3 + 6CO
2C + Na 2 SO 4 = Na 2 S + CO 2
2C + Na 2 CO 3 = 2Na + 3CO
Вуглець окислюють такі сильні окислювачі, як концентровані сірчана та азотна кислоти, інші окислювачі:
C + 4HNO 3(конц.) = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O
З + 2H 2 SO 4 (конц.) = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
3C + 8H 2 SO 4 + 2K 2 Cr 2 O 7 = 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 3CO 2 + 8H 2 O
У реакціях з активними металами вуглець виявляє властивості окислювача. При цьому утворюються карбіди:
4C + 3Al = Al 4 C 3
Карбіди піддаються гідролізу, утворюючи при цьому вуглеводні:
Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4
CaC 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2
Конвертер довжини та відстані Конвертер маси Конвертер мір об'єму сипких продуктів і продуктів харчування Конвертер площі Конвертер об'єму та одиниць вимірювання в кулінарних рецептах Конвертер температури Конвертер тиску, механічної напруги, модуля Юнга Конвертер енергії та роботи Конвертер сили Конвертер сили Конвертер часу теплової ефективності та паливної економічності Конвертер чисел у різних системах числення Конвертер одиниць вимірювання кількості інформації Курси валют Розміри жіночого одягу та взуття Розміри чоловічого одягу та взуття Конвертер кутової швидкості та частоти обертання Конвертер прискорення Конвертер кутового прискорення Конвертер густини Конвертер питомого об'єму Конвертер Конвертер обертального моменту Конвертер питомої теплоти згоряння (за масою) Конвертер щільності енергії та питомої теплоти згоряння палива (за об'ємом) Конвертер різниці температур Конвертер коефіцієнта теплового розширення Конвертер термічного опору Конвертер питомої теплопровідності Конвертер питомої теплоємності Конвертер коефіцієнта тепловіддачі Конвертер об'ємної витрати Конвертер масової витрати Конвертер молярної витрати Конвертер щільності потоку маси Конвертер молярної концентрації Конвертер масової концентрації в розчині Конвертер динамічної (абсолютної) в'язкості Конвертер потоку тер чутливості мікрофонів Конвертер рівня звукового тиску (SPL) Конвертер рівня звукового тиску з можливістю вибору опорного тиску Конвертер яскравості Конвертер сили світла Конвертер освітленості Конвертер роздільної здатності в комп'ютерній графіці Конвертер частоти та довжини хвилі Оптична сила в діоптріях та фокусна відстань Оптична сила в діоптріях та збільшення лін електричного заряду Конвертер лінійної щільності заряду Конвертер поверхневої щільності заряду Конвертер об'ємної щільності заряду Конвертер електричного струму Конвертер електричної опору Конвертер електричної опору електричної провідності Електрична ємність Конвертер індуктивності Конвертер Американського калібру проводів Рівні в dBm (дБм або дБмВт), dBV (дБВ), ватах та ін. одиницях Конвертер магніторушійної сили Конвертер напруженості магнітного поля Конвертер магнітного потоку Конвертер магнітної індукції Радіація. Конвертер потужності поглиненої дози іонізуючого випромінювання Радіоактивність. Конвертер радіоактивного розпаду Радіація. Конвертер експозиційної дози. Конвертер поглиненої дози Конвертер десяткових приставок Передача даних Конвертер одиниць типографіки та обробки зображень Конвертер одиниць вимірювання об'єму лісоматеріалів Обчислення молярної маси Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва
Хімічна формула
Молярна маса Cr 2 S 3 сульфід хрому (III) 200.1872 г/моль
51,9961·2+32,065·3
Масові частки елементів у поєднанні
Використання калькулятора молярної маси
- Хімічні формули потрібно вводити з урахуванням регістру
- Індекси вводяться як звичайні числа
- Точка на середній лінії (знак множення), що застосовується, наприклад, у формулах кристалогідратів, замінюється звичайною точкою.
- Приклад: замість CuSO₄·5H₂O у конвертері для зручності введення використовується написання CuSO4.5H2O .
Калькулятор молярної маси
Міль
Усі речовини складаються з атомів та молекул. У хімії важливо точно вимірювати масу речовин, що вступають у реакцію і утворюються в результаті неї. За визначенням моль є одиницею кількості речовини СІ. Один моль містить точно 6,02214076×10² елементарних частинок. Це значення чисельно дорівнює константі Авогадро N A , якщо виражено в одиницях моль⁻¹ і називається числом Авогадро. Кількість речовини (символ n) системи є мірою кількості структурних елементів. Структурним елементом може бути атом, молекула, іон, електрон чи будь-яка частка або група частинок.
Постійна Авогадро N A = 6.02214076×10² моль⁻¹. Число Авогадро - 6.02214076×10²³.
Тобто моль - це кількість речовини, що дорівнює за масою сумі атомних мас атомів і молекул речовини, помножене на число Авогадро. Одиниця кількості речовини моль є одним із семи основних одиниць системи СІ і позначається моль. Оскільки назва одиниці та її умовне позначення збігаються, слід зазначити, що умовне позначення не схиляється на відміну від назви одиниці, яку можна схиляти за звичайними правилами російської мови. Один моль чистого вуглецю-12 дорівнює точно 12 г.
Молярна маса
Молярна маса - фізична властивість речовини, що визначається як відношення маси цієї речовини до кількості речовини в молях. Інакше кажучи, це маса одного молячи речовини. У системі СІ одиницею молярної маси є кілограм/моль (кг/моль). Однак хіміки звикли користуватися зручнішою одиницею г/моль.
молярна маса = г/моль
Молярна маса елементів та сполук
Сполуки - речовини, що складаються з різних атомів, які хімічно пов'язані один з одним. Наприклад, наведені нижче речовини, які можна знайти на кухні у будь-якої господині, є хімічними сполуками:
- сіль (хлорид натрію) NaCl
- цукор (сахароза) C₁₂H₂₂O₁₁
- оцет (розчин оцтової кислоти) CH₃COOH
Молярна маса хімічних елементів у грамах на моль чисельно збігається з масою атомів елемента, що у атомних одиницях маси (або дальтонах). Молярна маса сполук дорівнює сумі молярних мас елементів, у тому числі складається з'єднання, з урахуванням кількості атомів у соединении. Наприклад, молярна маса води (H₂O) приблизно дорівнює 1 × 2 + 16 = 18 г/моль.
Молекулярна маса
Молекулярна маса (стара назва – молекулярна вага) – це маса молекули, розрахована як сума мас кожного атома, що входить до складу молекули, помножених на кількість атомів у цій молекулі. Молекулярна маса є безрозмірнуфізичну величину, чисельно рівну молярної маси. Тобто молекулярна маса відрізняється від молярної маси розмірністю. Незважаючи на те, що молекулярна маса є безрозмірною величиною, вона все ж таки має величину, звану атомною одиницею маси (а.е.м.) або дальтоном (Так), і приблизно рівну масі одного протона або нейтрона. Атомна одиниця маси також чисельно дорівнює 1 г/моль.
Розрахунок молярної маси
Молярну масу розраховують так:
- визначають атомні маси елементів за таблицею Менделєєва;
- визначають кількість атомів кожного елемента у формулі сполуки;
- визначають молярну масу, складаючи атомні маси елементів, що входять у з'єднання, помножені на їх кількість.
Наприклад, розрахуємо молярну масу оцтової кислоти
Вона складається з:
- двох атомів вуглецю
- чотирьох атомів водню
- двох атомів кисню
- вуглець C = 2 × 12,0107 г/моль = 24,0214 г/моль
- водень H = 4 × 1,00794 г/моль = 4,03176 г/моль
- кисень O = 2 × 15,9994 г/моль = 31,9988 г/моль
- молярна маса = 24,0214 + 4,03176 + 31,9988 = 60,05196 g/mol
Наш калькулятор виконує такий розрахунок. Можна ввести в нього формулу оцтової кислоти і перевірити, що вийде.
Ви вагаєтесь у перекладі одиниці виміру з однієї мови на іншу? Колеги готові допомогти вам. Опублікуйте питання у TCTermsі протягом кількох хвилин ви отримаєте відповідь.
Стійкість сульфідів металів шостої групи зростає із зменшенням окислювальних властивостей атома металу, тобто у міру зниження ступеня окислення і під час руху вниз по групі. Неможливість отримання халькогенідів хрому (VI) пояснюється високою окислювальною здатністю хрому вищою мірою окислення, у той час як для молібдену і вольфраму такі сполуки відомі.
При сплавленні хрому з сіркою утворюється блискуча чорна маса, що складається з суміші сульфідів - крім CrS і Cr 2 S 3 вона містить також проміжні сульфідні фази Cr 3 S 4 , Cr 5 S 6 , Cr 7 S 8 (Рис. 5.33 Фазов Cr - S). (Примітка: Відомий також дисульфід хрому CrS 2: A. Lafond, C. Deudon et al, Eur. J. Solid State Inorg. Chem., 1994, 31, 967) Чорний сульфід хрому (II) може бути обложений з водного розчину солей хрому(II) сульфідом натрію або отриманий пропусканням сірководню над безводним хлоридом хрому(II) при 440 ºС, відновленням сульфіду хрому(III) воднем і чадним газом. Подібно до сульфідів інших двозарядних катіонів, він має структуру арсеніду нікелю. На відміну від нього, сульфід хрому(III) осадити з водних розчинів неможливо, внаслідок повного незворотного гідролізу. Чистий кристалічний Cr 2 S 3 одержують пропусканням струму сухого сірководню над безводним хлорним хромом:
3H 2 S + 2CrCl 3 = Cr 2 S 3 + 6HCl.
Отриманий таким способом сульфід являє собою чорні пластинчасті гексагональні кристали, подібно сульфіду хрому(II), нерозчинні у воді і кислотах-неокислювачах. Обидва сульфіди розкладаються концентрованими розчинами лугів, азотною кислотою та царською горілкою:
Cr 2 S 3 + 24HNO 3 = 2Cr(NO 3) 3 + 18NO 2 + 3SO 2 + 12H 2 O.
Відомі також тіосоли хрому(III), що реально являють собою змішані сульфіди. У водних розчинах вони стійкі тільки в лужному середовищі та при надлишку сульфід-іонів. Темно-сірий порошок тіохромату(III) натрію NaCrS 2 отримують відновленням хромату сіркою в розплавленому карбонаті натрію при 800 ºС або сплавленням оксиду хрому(III) із сіркою та карбонатом натрію:
Cr 2 O 3 + 6S + Na 2 CO 3 = 2NaCrS 2 + 2SO 2 + CO 2
Речовина має шарувату структуру, в якій шари з октаедрів CrS 6 з'єднаних між собою ребрами, розділені іонами натрію. Аналогічне літієве похідне LiCrS 2 має (B. van Laar, D. J. W. Ijdo, J. Solid State Chem., 1971, 3, 590). При кип'ятінні лужних розчинів тіохроматів лужних металів з солями заліза(II), кобальту, нікелю, срібла, цинку, кадмію, маргнацу(II) та інших металів осад випадають тіохромати M I CrS 2 і M II Cr 2 S 4 . Тіохромат(III) кадмію утворюється також при взаємодії тіомочевини з сіллю хрому(III) та аміакатом кадмію:
2Cr 3 + Cd(NH 3) 4 2+ + 4(NH 2) 2 CS + 8OH – = CdCr 2 S 4 + 4CH 2 N 2 + 8H 2 O + 4NH 3 .
(R. S. Mane, B. R. Sankapal, K. M. Gadave, C. D. Lokhande, Mater. Res. Bull. 1999, 34, 2035).
Тіохромати(III) є напівпровідниками з властивостями антиферомагнетиків і можуть використовуватися як магнетооптичні матеріали, оптичні властивості яких змінюються під впливом магнітного поля.
Для молібдену та вольфраму описані сульфіди у різних ступенях окислення від +2 до +6. При пропусканні сірководню через слабо підкислені розчини молібдатів і вольфраматів осад випадають коричневі гідрати трисульфідів:
(NH 4) 6 Mo 7 O 24 + 21H 2 S + 3H 2 SO 4 = 7MoS 3 + 3(NH 4) 2 SO 4 + 24H 2 O.
Структура цих сполук досі не вивчена. У сильнокислому середовищі розчин набуває синього або коричневого кольору через відновлення молібдат-іонів. Якщо ж до вихідного розчину молібдату додати луг, відбувається послідовне заміщення атомів кисню в молібдат-іонах на атоми сірки MoO 4 2– , MoSO 3 2– , MoS 2 O 2 2– , MoS 3 O 2– , MoS 4 2– – розчин при цьому спочатку жовтіє, а потім стає темно-червоним. На холоді з нього можуть бути виділені червоні кристали тіосолі, наприклад (NH 4) 2 MoS 4 . Подібно до інших тіосолів, тіомолібдати та тіовольфрамати стійкі лише в нейтральному та лужному середовищі, а при підкисленні розкладаються, виділяючи сірководень і перетворюючись на сульфіди:
(NH 4) 2 MoS 4 + 2HCl = MoS 3 + 2NH 4 Cl + H 2 S.
Тіомолібдат-і тіовольфрамат-іони мають форму правильного тетраедра.
Іони MoS 4 2– , завдяки наявності атомів сірки, здатні виступати як місткові ліганди, утворюючи з перехідними металами комплекси, що мають полімерну будову, наприклад, n n – . Цікаво, що тіоаналоги ізополімолібдатів та ізополівольфраматів дотепер не отримані.
Енергії d-орбіталей Mo і W ближче по енергії до р-орбіталів сірки, ніж кисню, тому зв'язок М S виявляється ковалентною і більш міцною, ніж зв'язок М О (М = Мо, W) за рахунок сильного зв'язування pp-dp. Це пояснює те, що м'які основи, наприклад, S 2 - утворюють з молібденом і вольфрамом, що є м'якими кислотами, міцні сполуки.
Безводні трисульфіди утворюються при обережному нагріванні тіосолів амонію:
(NH 4) 2 MoS 4 = MoS 3 + 2NH 3 + H 2 S.
При сильному нагріванні вони втрачають сірку:
MoS 3 ¾¾→ MoS 2 + S.
Тіометалати використовуються для синтезу складних тіокомплексів, наприклад, кубанів, що містять кластер M 4 S 4 .
Відомі також і селенометалати, що утворюються при взаємодії триселеніду калію K 2 Se 3 з гексакарбоніл молібдену і вольфраму М(СО) 6 . З'єднання, що містять іони, не отримані.
При взаємодії молібдену або вольфраму з сіркою в широкому інтервалі температур найбільш стійкою фазою є дисульфіди MS 2 з подвійними шарами з атомів сірки, в центрі яких в тригонально-призматичних порожнинах розташовані атоми молібдену (рис. 5.34. Кристалічна структура MоS 2 вид, (б, в) проекції вздовж координатних площин) (В. Л. Каліхман, Изв. АН СРСР, Неорганічні матеріали, 1983, 19 (7), 1060). Подвійні шари пов'язані один з одним лише слабкими ван-дер-ваальсовими силами, що й обумовлює сильну анізотропію властивостей речовини – вона м'яка, подібно до графіту, і легко поділяється на окремі лусочки. Шарувата структура та хімічна інертність пояснюють подібність MoS 2 з графітом та його властивості твердого мастила. Подібно до графіту, дисульфіди утворюють інтеркаловані сполуки з лужними металами, наприклад, Li х MoS 2 . У воді інтеркаляти розкладаються, утворюючи порошок дрібнодисперсний дисульфіду молібдену.
Природний мінерал молібденіт MоS 2 настільки м'який, що здатний залишати слід на аркуші паперу. Завдяки низькому коефіцієнту тертя, його порошок застосовується як компонент мастил для двигунів внутрішнього згоряння, підшипників ковзання, вузлів приладів, що працюють під великими навантаженнями. Дисульфіди являють собою тугоплавкі (Т пл. MоS 2 2100 про С) і досить інертні речовини, що розкладаються лише при дії лугів та кислот-окислювачів – царської горілки, киплячої концентрованої сірчаної кислоти, суміші азотної та плавикової кислот. При сильному нагріванні повітря вони згоряють, окисляючись до вищих оксидів:
2MoS 2 + 7O 2 = 2MoO 3 + 4SO 2 ,
а в атмосфері хлору – до хлоридів MoCl 5 та WCl 6 .
Зручними способами отримання дисульфідів служать сплавлення оксидів МО 3 з надлишком сірки в присутності поташу К 2 3
2WO 3 + 7S = 2WS 2 + 3SO 2
взаємодія пентахлориду молібдену з сульфідом натрію (P.R. Bonneau et al, Inorg. Synth. 1995, 30, 33):
2MoCl 5 + 5Na 2 S = 2MoS 2 + 10NaCl + S.
Для ініціювання цієї реакції потрібно нагрівання, але потім через виділення теплоти суміш компонентів згоряє дуже швидко.
З розчинів, що містять іони молібдену(V), наприклад, 2– , сірководнем може бути обложений сульфід Mo 2 S 5 . Моносульфід MoS утворюється при нагріванні стехіометричних кількостей молібдену та сірки у вакуумованій ампулі.
Доповнення. Фази Шевреля та інші тіомолібенові кластери. Сульфід Mo 3 S 4 є кластерним з'єднанням, що складається з угруповань Mo 6 S 8 , в яких атоми молібдену розташовані у вершинах сильно спотвореного октаедра. Причиною спотворення Mo 6 S 8 є його електроно-дефіцитний характер - для заповнення всіх орбіталей, що зв'язують, не дістає чотирьох електронів. Саме тому це з'єднання легко вступає в реакцію з металами – донорами електронів. При цьому утворюються фази Шевреля М х Мо 6 S 8 де М - d- або р-метал, наприклад, Cu, Co, Fe, Pb, Sn. Багато хто з них має кристалічну решітку типу CsCl, у вузлах якої знаходяться катіони металу та кластерні аніони 2 - (рис. 5.35. Будова фази Шевреля PbMo 6 S 8). Електронний перехід Mo 6 S 8 + 2e - ¾ 2 - призводить до зміцнення кристалічної структури та посилення зв'язку Мо-Мо. Фази Шевреля представляють практичний інтерес завдяки своїм напівпровідниковим властивостям – вони зберігають надпровідність до температури 14 К у присутності сильних магнітних полів, що дозволяє їх використовувати для виготовлення надпотужних магнітів. Синтез цих сполук зазвичай проводять відпалом стехіометричних кількостей елементів:
Pb + 6Mo + 8S ¾® PbMo 6 S 8
Аналогічні речовини отримані у разі селену і телуру, а ось вольфрамові аналоги фаз Шевреля досі невідомі.
Велика кількість тіомолібденових кластерів отримана у водних розчинах при відновленні тіомолібдатів. Найбільш відомий чотириядерний кластер 5+ у якому атоми сірки та молібдену займають протилежні вершини куба (рис. 5.36. n+). Координаційна сфера молібдену доповнена шести молекулами води чи іншими лігандами. Угруповання Mo 4 S 4 зберігається при окисленні та відновленні:
E – – e –
4+ ¾ 5+ ¾® 6+ .
Атоми молібдену здатні заміщатися на атоми інших металів, наприклад, міді або заліза, з утворенням гетерометалевих кластерів типу [Мо 3 CuS 4 (H 2 O) 10 ] 5+ . Такі тіокластери є активними центрами багатьох ферментів, наприклад, ферродоксину (Мал. 5.37. Активний центр ферродоксину). Вивчення сполук, до складу яких вони входять, дозволить виявити механізм дії нітрогенази – залізо-молібденового ферменту, який відіграє найважливішу роль при фіксації азоту повітря бактеріями.
КІНЕЦЬ ДОДАТКУ
5.11. Карбіди, нітриди та бориди елементів 6-ої групи
З вуглецем хром, молібден і вольфрам, як і інші d-метали, утворює карбіди - тверді та високоплавкі (2400-2800 про С) з'єднання з делокалізованим металевим зв'язком. Отримують їх взаємодією відповідних кількостей простих речовин при високій (1000-2000 про С) температурі, а також відновленням оксидів вуглецем, наприклад,
2МоО 3 + 7С = Мо 2 С + 6СО.
Карбіди – нестехіометричні сполуки з широкою (до кількох ат. % З) областю гомогенності. У карбідах типу М2С атоми металу утворюють гексагональну щільну упаковку, в октаедричні порожнечі якої статистично впроваджені атоми С. Монокарбіди МС належать до структурного типу NiAs і не є фазами впровадження. Поряд з винятковою жаростійкістю і тугоплавкістю, карбіди мають високу корозійну стійкість. Наприклад, WC не розчиняється навіть у суміші азотної та плавикової кислот, до 400 про С не вступає в реакцію з хлором. На основі цих речовин виробляють надтверді та тугоплавкі сплави. Твердість монокарбіду вольфраму близька до твердості алмазу, тому його використовують для виготовлення різальної частини різців та бурів.
Нітриди MN та M 2 N отримують взаємодією металів з азотом або аміаком, а фосфіди MP 2 , MP 4 , M 2 P – із простих речовин, а також при нагріванні галогенідів з фосфіном. Як і карбіди, це нестехіометричні, високо тверді, хімічно інертні та тугоплавкі (2000-2500 про З) речовини.
Бориди металів шостої групи в залежності від вмісту бору можуть містити ізольовані (М 2), ланцюги (МВ) і сітки (МВ 2) і тривимірні каркаси (МВ 12) з атомів бору. Вони також відрізняються високою твердістю, жаростійкістю та хімічною стійкістю. Термодинамічно вони міцніші за карбіди. Застосовують бориди виготовлення деталей реактивних двигунів, лопаток газових турбін тощо.