Egenskaper för den biologiska betydelsen av krom i kemi. Valbar kurs "Krom och dess föreningar". Syntes av konstgjorda rubiner

"National Research Tomsk Polytechnic University"

Institutet för naturresurser geoekologi och geokemi

Krom

Genom disciplin:

Kemi

Avslutad:

elev i grupp 2G41 Tkacheva Anastasia Vladimirovna 2014-10-29

Kontrollerade:

lärare Stas Nikolay Fedorovich

Position i det periodiska systemet

Krom- element i sidoundergruppen i den sjätte gruppen av den fjärde perioden av det periodiska systemet av kemiska element i D. I. Mendeleev med atomnummer 24. Betecknas med symbolen Cr(lat. Krom). Enkel substans krom- hårdmetall av blåvit färg. Krom klassificeras ibland som en järnmetall.

Atomstruktur

17 Cl)2)8)7 - atomär strukturdiagram

1s2s2p3s3p - elektronisk formel

Atomen ligger i III-perioden och har tre energinivåer

Atomen är belägen i grupp VII, i huvudundergruppen - på den yttre energinivån 7 elektroner

Elementegenskaper

Fysikaliska egenskaper

Krom är en vit glänsande metall med ett kubiskt kroppscentrerat gitter, a = 0,28845 nm, kännetecknad av hårdhet och sprödhet, med en densitet på 7,2 g/cm 3, en av de hårdaste rena metallerna (näst efter beryllium, volfram och uran). ), med en smältpunkt på 1903 grader. Och med en kokpunkt på ca 2570 grader. C. I luft är kromytan täckt med en oxidfilm, som skyddar den från ytterligare oxidation. Att tillsätta kol till krom ökar dess hårdhet ytterligare.

Kemiska egenskaper

Krom är en inert metall under normala förhållanden, men när den värms upp blir den ganska aktiv.

Interaktion med icke-metaller

Vid uppvärmning över 600°C brinner krom i syre:

4Cr + 3O2 = 2Cr2O3.

Reagerar med fluor vid 350°C, med klor vid 300°C, med brom vid röd värme och bildar krom(III)halogenider:

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3.

Reagerar med kväve vid temperaturer över 1000°C för att bilda nitrider:

2Cr + N2 = 2CrN

eller 4Cr + N2 = 2Cr2N.

2Cr + 3S = Cr2S3.

Reagerar med bor, kol och kisel för att bilda borider, karbider och silicider:

Cr + 2B = CrB 2 (möjlig bildning av Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 4),

2Cr + 3C = Cr 2 C 3 (möjlig bildning av Cr 23 C 6, Cr 7 B 3),

Cr + 2Si = CrSi2 (möjlig bildning av Cr3Si, Cr5Si3, CrSi).

Interagerar inte direkt med väte.

Interaktion med vatten

När det är finmalt och varmt reagerar krom med vatten och bildar krom(III)oxid och väte:

2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2

Interaktion med syror

I den elektrokemiska spänningsserien av metaller är krom beläget före väte; det förskjuter väte från lösningar av icke-oxiderande syror:

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2;

Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2.

I närvaro av atmosfäriskt syre bildas krom (III) salter:

4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O.

Koncentrerade salpeter- och svavelsyror passiverar krom. Krom kan lösas upp i dem endast vid stark uppvärmning; krom (III) salter och syreduktionsprodukter bildas:

2Cr + 6H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3S02 + 6H2O;

Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.

Interaktion med alkaliska reagenser

Krom löser sig inte i vattenlösningar av alkalier; det reagerar långsamt med alkalismältor för att bilda kromiter och frigöra väte:

2Cr + 6KOH = 2KCrO2 + 2K2O + 3H2.

Reagerar med alkaliska smältor av oxidationsmedel, till exempel kaliumklorat, och krom omvandlas till kaliumkromat:

Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + H2O.

Återvinning av metaller från oxider och salter

Krom är en aktiv metall som kan ersätta metaller från lösningar av deras salter: 2Cr + 3CuCl2 = 2CrCl3 + 3Cu.

Egenskaper hos ett enkelt ämne

Stabil i luften på grund av passivering. Av samma anledning reagerar den inte med svavelsyra och salpetersyra. Vid 2000 °C brinner det och bildar grön krom(III)oxid Cr 2 O 3, som har amfotära egenskaper.

Föreningar av krom med bor (borider Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 2, CrB 4 och Cr 5 B 3), med kol (karbider Cr 23 C 6, Cr 7 C 3 och Cr 3 C 2), syntetiserades med kisel (silicider Cr3Si, Cr5Si3 och CrSi) och kväve (nitrider CrN och Cr2N).

Cr(+2)-föreningar

Oxidationstillståndet +2 motsvarar den basiska oxiden CrO (svart). Cr 2+-salter (blå lösningar) erhålls genom att reducera Cr 3+-salter eller dikromater med zink i ett surt medium ("väte vid tidpunkten för frisättning"):

Alla dessa Cr 2+ salter är starka reduktionsmedel, till den grad att när de står, tränger de undan väte från vatten. Syre i luften, särskilt i en sur miljö, oxiderar Cr 2+, vilket gör att den blå lösningen snabbt blir grön.

Brun eller gul hydroxid Cr(OH) 2 fälls ut när alkalier tillsätts till lösningar av krom(II)-salter.

Kromdihalogenider CrF 2, CrCl 2, CrBr 2 och CrI 2 syntetiserades

Cr(+3)-föreningar

Oxidationstillståndet +3 motsvarar den amfotera oxiden Cr 2 O 3 och hydroxiden Cr (OH) 3 (båda gröna). Detta är det mest stabila oxidationstillståndet för krom. Kromföreningar i detta oxidationstillstånd varierar i färg från smutsig lila (3+ jon) till grön (anjoner finns i koordinationssfären).

Cr 3+ är benägen att bilda dubbla sulfater av formen M I Cr(SO 4) 2 12H 2 O (alun)

Krom(III)hydroxid erhålls genom att reagera ammoniak med lösningar av krom(III)salter:

Cr+3NH+3H2O→Cr(OH)↓+3NH

Du kan använda alkaliska lösningar, men i överskottet bildas ett lösligt hydroxokomplex:

Cr+3OH→Cr(OH)↓

Cr(OH)+3OH→

Genom att smälta Cr 2 O 3 med alkalier erhålls kromiter:

Cr2O3+2NaOH→2NaCrO2+H2O

Okalcinerad krom(III)oxid löser sig i alkaliska lösningar och syror:

Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3H2O

När krom(III)-föreningar oxideras i en alkalisk miljö, bildas krom(VI)-föreningar:

2Na+3HO→2NaCrO+2NaOH+8HO

Samma sak händer när krom(III)oxid smälts samman med alkali och oxidationsmedel, eller med alkali i luft (smältan får en gul färg):

2Cr2O3+8NaOH+3O2→4Na2CrO4+4H2O

Kromföreningar (+4)[

Genom noggrann nedbrytning av krom(VI)oxid CrO3 under hydrotermiska förhållanden erhålls krom(IV)oxid CrO2, som är ferromagnetisk och har metallisk ledningsförmåga.

Bland kromtetrahalider är CrF 4 stabil, kromtetraklorid CrCl 4 finns endast i ångor.

Kromföreningar (+6)

Oxidationstillståndet +6 motsvarar den sura krom(VI)oxiden CrO 3 och ett antal syror, mellan vilka det råder en jämvikt. De enklaste av dem är krom H 2 CrO 4 och dikrom H 2 Cr 2 O 7 . De bildar två serier av salter: gula kromater respektive orangea dikromater.

Krom(VI)oxid CrO 3 bildas genom interaktion av koncentrerad svavelsyra med lösningar av dikromater. En typisk sur oxid, när den interagerar med vatten bildar den starka instabila kromsyror: krom H 2 CrO 4, dikrom H 2 Cr 2 O 7 och andra isopolsyror med den allmänna formeln H 2 Cr n O 3n+1. En ökning av polymerisationsgraden sker med en minskning av pH, det vill säga en ökning av surheten.

1766, professor i kemi och chef för det kemiska laboratoriet vid Sankt Petersburgs vetenskapsakademi I.G. Lehman beskrev ett nytt mineral som hittats i Ural vid Berezovsky-gruvan, som kallades "sibiriskt rött bly", PbCrO 4. Det moderna namnet är krokoit. År 1797 isolerade den franska kemisten L. N. Vauquelin en ny eldfast metall från den.
Elementet fick sitt namn från grekiskan. χρῶμα - färg, färg - på grund av de olika färgerna på dess föreningar.

Att hitta i naturen och få:

Det vanligaste krommineralet är kromjärnmalm FeCr 2 O 4 (kromit), vars rika fyndigheter finns i Ural och Kazakstan; det näst viktigaste mineralet är krokoit PbCrO 4. Massfraktionen krom i jordskorpan är 0,03 %. Naturligt krom består av en blandning av fem isotoper med massnummer 50, 52, 53, 54 och 56; Andra radioaktiva isotoper har också erhållits på konstgjord väg.
Huvudmängderna krom erhålls och används i form av en legering med järn, ferrokrom, genom att reducera kromit med koks: FeCr 2 O 4 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO
Rent krom erhålls genom att reducera dess oxid med aluminium: Cr 2 O 3 + 2Al = 2Cr + Al 2 O 3
eller elektrolys av vattenlösningar av kromföreningar.

Fysikaliska egenskaper:

Krom är en gråvit glänsande metall som till utseendet liknar stål, en av de hårdaste metallerna, r= 7,19 g/cm3, Tsmälta=2130K, Tkoka=2945K. Krom har alla egenskaper som är karakteristiska för metaller - den leder värme och elektricitet bra, och har den lysterkarakteristiska för de flesta metaller.

Kemiska egenskaper:

Krom är stabilt i luften på grund av passivering - bildandet av en skyddande oxidfilm. Av samma anledning reagerar den inte med koncentrerad svavelsyra och salpetersyra. Vid 2000°C brinner det och bildar grön krom(III)oxid Cr 2 O 3 .
När den upphettas reagerar den med många icke-metaller och bildar ofta föreningar av icke-stökiometrisk sammansättning: karbider, borider, silicider, nitrider, etc.
Krom bildar många föreningar i olika oxidationstillstånd, främst +2, +3, +6.

De viktigaste anslutningarna:

Oxidationstillstånd +2- basisk oxid CrO (svart), hydroxid Cr(OH) 2 (gul). Krom(II)-salter (blå lösningar) erhålls genom att reducera krom(III)-salter med zink i en sur miljö. Mycket starka reduktionsmedel, de oxideras långsamt av vatten och frigör väte.

Oxidationstillstånd +3- det mest stabila oxidationstillståndet för krom, det motsvarar: amfoter oxid Cr 2 O 3 och hydroxid Cr (OH) 3 (båda grågröna), krom (III) salter - grågröna eller lila, kromiter MCrO2, som är erhålls genom att sammansmälta kromoxid med alkalier, tetra- och hexahydroxokromater(III) erhållna genom att lösa krom(III)hydroxid i alkalilösningar (grön), talrika kromkomplexföreningar.

Oxidationstillstånd +6- det andra karakteristiska oxidationstillståndet för krom, det motsvarar den sura krom(VI)oxiden CrO 3 (röda kristaller, löser sig i vatten, bildar kromsyror), krom H 2 CrO 4, dikrom H 2 Cr 2 O 7 och polykroma syror , motsvarande salter: gula kromater och orange dikromater. Krom(VI)-föreningar är starka oxidationsmedel, speciellt i en sur miljö, reducerade till krom(III)-föreningar
I en vattenlösning förvandlas kromater till dikromater när surheten i mediet ändras:
2CrO4 2- + 2H + Cr 2 O 7 2- + H 2 O, vilket åtföljs av en färgförändring.

Ansökan

Krom, i form av ferrokrom, används vid tillverkning av legerade stål (särskilt rostfritt stål) och andra legeringar. Kromlegeringar: krom-30 och krom-90, oumbärliga för tillverkning av munstycken för kraftfulla plasmabrännare och inom flygindustrin, en legering med nickel (nikrom) - för produktion av värmeelement. Stora mängder krom används som slitstarka och vackra galvaniseringsbeläggningar (kromplätering).

Biologisk roll och fysiologisk effekt

Krom är ett av de biogena elementen och ingår ständigt i vävnader hos växter och djur. Hos djur är krom involverat i metabolismen av lipider, proteiner (en del av enzymet trypsin) och kolhydrater. En minskning av kromhalten i mat och blod leder till en minskad tillväxthastighet och en ökning av kolesterol i blodet.

I sin rena form är krom ganska giftigt, krommetalldamm irriterar lungvävnaden. Krom(III)-föreningar orsakar dermatit. Krom(VI)-föreningar leder till olika mänskliga sjukdomar, inklusive cancer. MPC för krom(VI) i atmosfärisk luft 0,0015 mg/m 3

Kononova A.S., Nakov D.D., Tyumen State University, 501(2) group, 2013

Källor:
Krom (element) // Wikipedia. URL: http://ru.wikipedia.org/wiki/Chrome (åtkomstdatum: 2014-06-01).
Populärt bibliotek av kemiska grundämnen: Krom. // URL:

På grund av det faktum att den har utmärkta rostskyddsegenskaper. Kromplätering skyddar alla andra legeringar från rost. Dessutom ger legering av stål med krom dem samma motstånd mot korrosion som är karakteristiskt för själva metallen.

Så låt oss diskutera idag vad som är de tekniska egenskaperna och oxidationsegenskaperna hos krommaterialet, de viktigaste amfotera, reducerande egenskaperna och metallproduktionen kommer också att påverkas. Vi ska också ta reda på vilken effekt krom har på stålets egenskaper.

Krom är en metall av period 4 i grupp 6 i den sekundära undergruppen. Atomnummer 24, atommassa - 51 996. Det är en hårdmetall med en silveraktig-blåaktig färg. I sin rena form är den formbar och seg, men de minsta inblandningar av kväve eller kol ger den sprödhet och hårdhet.

Krom klassificeras ofta som en järnmetall på grund av färgen på dess huvudsakliga mineral, kromjärnmalm. Men det fick sitt namn från grekiskans "färg", "färg", tack vare dess föreningar: metallsalter och oxider med olika grader av oxidation målas i alla regnbågens färger.

• Under normala förhållanden är krom inert och reagerar inte med syre, kväve eller vatten.
• I luft passiveras den omedelbart - täckt med en tunn oxidfilm, som helt blockerar syre från att komma åt metallen. Av samma anledning interagerar inte ämnet med svavelsyra och salpetersyra.
• Vid upphettning blir metallen aktiv och reagerar med vatten, syre, syror och alkalier.

Det kännetecknas av ett kroppscentrerat kubiskt gitter. Det finns inga fasövergångar. Vid en temperatur på 1830 C är en övergång till ett ansiktscentrerat gitter möjlig.

Men krom har en intressant anomali. Vid en temperatur på 37 C förändras vissa fysiska egenskaper hos metallen kraftigt: elektriskt motstånd och linjär expansionskoefficient ändras, elasticitetsmodulen sjunker till ett minimum och den inre friktionen ökar. Detta beror på passagen av Néel-punkten: vid denna temperatur ändrar ämnet sina antiferromagnetiska egenskaper till paramagnetiska, vilket representerar en övergång på första nivån och innebär en kraftig ökning av volymen.

De kemiska egenskaperna hos krom och dess föreningar beskrivs i den här videon:

Kemiska och fysikaliska egenskaper hos krom

Smält- och kokpunkter

En metalls fysikaliska egenskaper påverkas av föroreningar i en sådan utsträckning att även smältpunkten har visat sig vara svår att fastställa.

• Enligt moderna mätningar anses smältpunkten vara 1907 C. Metallen är ett eldfast ämne.
• Kokpunkten är 2671 C.

Nedan kommer vi att ge en allmän beskrivning av de fysikaliska och magnetiska egenskaperna hos krommetall.

Allmänna egenskaper och egenskaper hos krom

Fysiska egenskaper

Krom är en av de mest stabila av alla eldfasta metaller.

• Densiteten under normala förhållanden är 7200 kg/kubikmeter. m, detta är mindre än .
• Hårdhet på Mohs-skalan är 5, på Brinell-skalan 7–9 Mn/m2. Krom är den hårdaste metallen man känner till, näst efter uran, iridium, volfram och beryllium.
• Elasticitetsmodulen vid 20 C är 294 GPa. Detta är en ganska måttlig siffra.

På grund av sin struktur - ett kroppscentrerat gitter, har krom en sådan egenskap som temperaturen för den spröda-duktila perioden. Men när det gäller denna metall visar sig detta värde vara starkt beroende av renhetsgraden och sträcker sig från -50 till +350 C. I praktiken har kristalliserat krom ingen formbarhet, men efter mjukglödgning och formning blir det formbar.

Metallens styrka ökar också vid kallbearbetning. Legeringstillsatser förbättrar också denna kvalitet avsevärt.

Termofysiska egenskaper

Som regel har eldfasta metaller en hög nivå av värmeledningsförmåga och följaktligen en låg värmeutvidgningskoefficient. Men krom skiljer sig märkbart i sina kvaliteter.

Vid Néel-punkten gör den termiska expansionskoefficienten ett kraftigt hopp och fortsätter sedan att öka märkbart med ökande temperatur. Vid 29 C (före hoppet) är värdet på koefficienten 6,2 · 10-6 m/(m K).

Värmeledningsförmågan följer samma mönster: vid Néel-punkten faller den, men inte så kraftigt och minskar med ökande temperatur.

• Under normala förhållanden är ämnets värmeledningsförmåga 93,7 W/(m K).
• Den specifika värmekapaciteten under samma förhållanden är 0,45 J/(g K).

Elektriska egenskaper

Trots det atypiska "beteendet" för värmeledningsförmåga är krom en av de bästa strömledarna, näst efter silver och guld i denna parameter.

• Vid normal temperatur kommer metallens elektriska ledningsförmåga att vara 7,9 · 106 1/(Ohm m).
• Elektrisk resistivitet – 0,127 (Ohm mm2)/m.

Upp till Néel-punkten - 38 C är ämnet antiferromagnet, det vill säga under påverkan av ett magnetfält och i dess frånvaro uppträder inga magnetiska egenskaper. Över 38 C blir krom paramagnetiskt: det uppvisar magnetiska egenskaper under påverkan av ett externt magnetfält.

Giftighet

I naturen finns krom endast i bunden form, så inträde av rent krom i människokroppen är uteslutet. Det är dock känt att metalldamm irriterar lungvävnaden och inte absorberas genom huden. Metallen i sig är inte giftig, men detsamma kan inte sägas om dess föreningar.

• Trevärt krom dyker upp i miljön under dess bearbetning. Men det kan också komma in i människokroppen som en del av ett kosttillskott - krompicolinat, som används i viktminskningsprogram. Som ett mikroelement är den trevärda metallen involverad i syntesen av glukos och är väsentlig. Överskott av det, att döma av forskning, utgör inte en viss fara, eftersom det inte absorberas av tarmväggarna. Det kan dock ackumuleras i kroppen.
• Sexvärda kromföreningar giftigt mer än 100–1000 gånger. Det kan komma in i kroppen under produktionen av kromater, under förkromning av föremål och under vissa svetsoperationer. Föreningar av det sexvärda elementet är starka oxidationsmedel. Väl i mag-tarmkanalen orsakar de blödningar i mage och tarmar, eventuellt med perforering av tarmen. Ämnena absorberas nästan inte genom huden, men har en stark frätande effekt - brännskador, inflammationer och sår är möjliga.

Krom är ett obligatoriskt legeringselement vid framställning av rostfria och värmebeständiga material. Dess förmåga att motstå korrosion och överföra denna kvalitet till legeringar är fortfarande den mest eftertraktade kvaliteten på metallen.

De kemiska egenskaperna hos kromföreningar och dess redoxegenskaper diskuteras i den här videon:

DEFINITION

Krom belägen i den fjärde perioden i grupp VI i den sekundära (B) undergruppen i det periodiska systemet. Beteckning – Kr. I form av en enkel substans - en gråvit glänsande metall.

Krom har en kroppscentrerad kubisk gallerstruktur. Densitet - 7,2 g/cm3. Smält- och kokpunkten är 1890 o C respektive 2680 o C.

Oxidationstillstånd för krom i föreningar

Krom kan existera i form av ett enkelt ämne - en metall, och oxidationstillståndet för metaller i elementärt tillstånd är lika med noll, eftersom fördelningen av elektrondensitet i dem är enhetlig.

Oxidationstillstånd (+2) Och (+3) krom förekommer i oxider (Cr +2 O, Cr +3 2 O 3), hydroxider (Cr +2 (OH) 2, Cr +3 (OH) 3), halogenider (Cr +2 Cl 2, Cr +3 Cl 3 sulfater (Cr +2SO4, Cr +32 (SO4)3) och andra föreningar.

Krom kännetecknas också av dess oxidationstillstånd (+6) : Cr +6 O 3, H 2 Cr + 6 O 4, H 2 Cr + 6 2 O 7, K 2 Cr + 6 2 O 7, etc.

Exempel på problemlösning

EXEMPEL 1

EXEMPEL 2

Mål: fördjupa elevernas kunskaper om ämnet för lektionen.

Uppgifter:

• karakterisera krom som ett enkelt ämne;
• introducera eleverna för kromföreningar med olika oxidationstillstånd;
• visa beroendet av föreningars egenskaper på graden av oxidation;
• visa redoxegenskaperna hos kromföreningar;
• fortsätta att utveckla elevernas färdigheter i att skriva ner ekvationer av kemiska reaktioner i molekylär och jonisk form och skapa en elektronisk balans;
• fortsätta att utveckla färdigheterna för att observera ett kemiskt experiment.

Lektionsform: föreläsning med inslag av självständigt arbete av studenter och observation av ett kemiskt experiment.

Lektionens framsteg

I. Upprepning av material från föregående lektion.

1. Svara på frågor och slutför uppgifter:

Vilka grundämnen tillhör undergruppen krom?

Skriv elektroniska formler för atomer

Vilken typ av element är det?

Vilka oxidationstillstånd uppvisar föreningarna?

Hur förändras atomradien och joniseringsenergin från krom till volfram?

Du kan be eleverna att fylla i tabellen med de tabellerade värdena för atomradier, joniseringsenergier och dra slutsatser.

Exempeltabell:

2. Lyssna på en elevs rapport om ämnet "Kromundergruppens element i naturen, beredning och användning."

II. Föreläsning.

Föreläsningsöversikt:

1. Krom.
2. Kromföreningar. (2)

• Kromoxid; (2)
• Kromhydroxid. (2)

1. Kromföreningar. (3)

• Kromoxid; (3)
• Kromhydroxid. (3)

1. Kromföreningar (6)

• Kromoxid; (6)
• Krom- och dikromsyror.

1. Beroende av egenskaperna hos kromföreningar på graden av oxidation.
2. Redoxegenskaper hos kromföreningar.

1. Chrome.

Krom är en vit, glänsande metall med en blåaktig nyans, mycket hård (densitet 7,2 g/cm3), smältpunkt 1890˚C.

Kemiska egenskaper: Krom är en inaktiv metall under normala förhållanden. Detta förklaras av det faktum att dess yta är täckt med en oxidfilm (Cr 2 O 3). Vid upphettning förstörs oxidfilmen och krom reagerar med enkla ämnen vid höga temperaturer:

• 4Сr +3О 2 = 2Сr 2 О 3
• 2Сr + 3S = Сr 2S 3
• 2Сr + 3Cl 2 = 2СrСl 3

Träning: göra upp ekvationer för reaktionerna mellan krom och kväve, fosfor, kol och kisel; Sammanställ en elektronisk våg för en av ekvationerna, ange oxidationsmedlet och reduktionsmedlet.

Interaktion av krom med komplexa ämnen:

Vid mycket höga temperaturer reagerar krom med vatten:

• 2Сr + 3Н2О = Сr2О3 + 3Н2

Träning:

Krom reagerar med utspädda svavel- och saltsyror:

• Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2
• Cr + 2HCl = CrCl2 + H2

Träning: upprätta en elektronisk våg, ange oxidationsmedel och reduktionsmedel.

Koncentrerad svavelsyra och salpetersyra passiverar krom.

2. Kromföreningar. (2)

1. Kromoxid (2)- CrO är ett fast, ljust rött ämne, en typisk basisk oxid (det motsvarar krom(2)hydroxid - Cr(OH) 2), löser sig inte i vatten, men löser sig i syror:

• CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O

Träning: göra upp en reaktionsekvation i molekylär och jonisk form för interaktionen av kromoxid (2) med svavelsyra.

Kromoxid (2) oxideras lätt i luft:

• 4CrO+ O2 = 2Cr2O3

Träning: upprätta en elektronisk våg, ange oxidationsmedel och reduktionsmedel.

Kromoxid (2) bildas genom oxidation av kromamalgam med atmosfäriskt syre:

2Сr (amalgam) + O2 = 2СrО

2. Kromhydroxid (2)- Cr(OH) 2 är ett gult ämne, svårlösligt i vatten, med en uttalad basisk karaktär, därför interagerar det med syror:

• Cr(OH)2 + H2SO4 = CrSO4 + 2H2O

Träning: göra upp reaktionsekvationer i molekylär och jonform för interaktionen av kromoxid (2) med saltsyra.

Liksom krom(2)oxid oxideras krom(2)hydroxid:

• 4 Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3

Träning: upprätta en elektronisk våg, ange oxidationsmedel och reduktionsmedel.

Kromhydroxid (2) kan erhållas genom inverkan av alkalier på kromsalter (2):

• CrCl2 + 2KOH = Cr(OH)2 ↓ + 2KCl

Träning: skriva joniska ekvationer.

3. Kromföreningar. (3)

1. Kromoxid (3)- Cr 2 O 3 – mörkgrönt pulver, olösligt i vatten, eldfast, nära korunds hårdhet (kromhydroxid (3) – Cr(OH) 3) motsvarar det. Kromoxid (3) är amfoter till sin natur, men är dåligt löslig i syror och alkalier. Reaktioner med alkalier uppstår under fusion:

• Cr2O3 + 2KOH = 2KSrO2 (kromit K)+ H2O

Träning: göra upp en reaktionsekvation i molekylär och jonisk form för interaktionen av kromoxid (3) med litiumhydroxid.

Det är svårt att interagera med koncentrerade lösningar av syror och alkalier:

• Cr2O3 + 6 KOH + 3H2O = 2K3 [Cr(OH)6]
• Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O

Träning: göra upp reaktionsekvationer i molekylär och jonisk form för interaktionen av kromoxid (3) med koncentrerad svavelsyra och en koncentrerad lösning av natriumhydroxid.

Kromoxid (3) kan erhållas från sönderdelning av ammoniumdikromat:

• (NН 4)2Сr 2 О 7 = N 2 + Сr 2 О 3 +4Н 2 О

2. Kromhydroxid (3) Cr(OH) 3 erhålls genom inverkan av alkalier på lösningar av kromsalter (3):

• CrCl3 + 3KOH = Cr(OH)3 ↓ + 3KCl

Träning: skriva joniska ekvationer

Kromhydroxid (3) är en grågrön fällning, vid mottagandet av vilken alkalin måste tas i brist. Den på detta sätt erhållna kromhydroxiden (3), i motsats till motsvarande oxid, interagerar lätt med syror och alkalier, d.v.s. uppvisar amfotära egenskaper:

• Cr(OH)3 + 3HNO3 = Cr(NO3)3 + 3H2O
• Cr(OH)3 + 3KOH = K3 [Cr(OH)6] (hexahydroxochromite K)

Träning: göra upp reaktionsekvationer i molekylär och jonisk form för interaktionen av kromhydroxid (3) med saltsyra och natriumhydroxid.

När Cr(OH)3 smälts samman med alkalier erhålls metakromiter och ortokromiter:

• Cr(OH)3 + KOH = KCrO2 (metakromit K)+ 2H2O
• Cr(OH)3 + KOH = K3CrO3 (ortokromit K)+ 3H2O

4. Kromföreningar. (6)

1. Kromoxid (6)- CrO 3 – mörkröd kristallin substans, mycket löslig i vatten – en typisk sur oxid. Denna oxid motsvarar två syror:

• CrO3 + H2O = H2CrO4 (kromsyra – bildas när det finns överskott av vatten)
• CrO3 + H2O =H2Cr2O7 (dikromsyra - bildas vid en hög koncentration av kromoxid (3)).

Kromoxid (6) är ett mycket starkt oxidationsmedel, därför interagerar det energiskt med organiska ämnen:

• C2H5OH + 4CrO3 = 2CO2 + 2Cr2O3 + 3H2O

Oxiderar även jod, svavel, fosfor, kol:

• 3S + 4CrO3 = 3SO2 + 2Cr2O3

Träning: göra upp ekvationer för kemiska reaktioner av kromoxid (6) med jod, fosfor, kol; skapa en elektronisk balans för en av ekvationerna, ange oxidationsmedel och reduktionsmedel

Vid upphettning till 250 0 C sönderdelas kromoxid (6):

• 4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2

Kromoxid (6) kan erhållas genom inverkan av koncentrerad svavelsyra på fasta kromater och dikromater:

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

2. Krom- och dikromsyror.

Krom- och dikromsyror finns endast i vattenlösningar och bildar stabila salter, kromater respektive dikromater. Kromater och deras lösningar är gula till färgen, dikromater är orange.

Kromat - CrO 4 2- joner och dikromat - Cr 2O 7 2- joner omvandlas lätt till varandra när lösningsmiljön förändras

I en sur lösning omvandlas kromater till dikromater:

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

I en alkalisk miljö förvandlas dikromater till kromater:

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

Vid utspädning förvandlas dikrominsyra till kromsyra:

• H2Cr2O7 + H2O = 2H2CrO4

5. Beroende av egenskaperna hos kromföreningar på graden av oxidation.

6. Redoxegenskaper hos kromföreningar.

Reaktioner i sur miljö.

I en sur miljö omvandlas Cr+6-föreningar till Cr+3-föreningar under inverkan av reduktionsmedel: 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

Träning:

1. Utjämna reaktionsekvationen med den elektroniska balansmetoden, ange oxidationsmedel och reduktionsmedel:

• 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. Lägg till reaktionsprodukterna, utjämna ekvationen med den elektroniska balansmetoden, ange oxidationsmedel och reduktionsmedel:

• K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 =? +? +H2O

Reaktioner i en alkalisk miljö.

I en alkalisk miljö omvandlas kromföreningarna Cr +3 till föreningarna Cr +6 under inverkan av oxidationsmedel: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:

• 2KCrO2 +3 Br2 +8NaOH =2Na2CrO4 + 2KBr +4NaBr + 4H2O
• Cr +3 - 3e → Cr +6
• Br20 +2e → 2Br -

Träning:

Utjämna reaktionsekvationen med den elektroniska balansmetoden, ange oxidationsmedel och reduktionsmedel:

• NaCrO2 + J2 + NaOH = Na2CrO4 + NaJ + H2O

Lägg till reaktionsprodukterna, utjämna ekvationen med den elektroniska balansmetoden, ange oxidationsmedel och reduktionsmedel:

• Cr(OH)3 + Ag2O + NaOH = Ag + ? + ?

Således ökar de oxiderande egenskaperna konsekvent med en förändring av oxidationstillstånden i serien: Cr +2 → Cr +3 → Cr +6. Kromföreningar (2) är starka reduktionsmedel och oxideras lätt och omvandlas till kromföreningar (3). Kromföreningar (6) är starka oxidationsmedel och reduceras lätt till kromföreningar (3). Kromföreningar (3) uppvisar när de interagerar med starka reduktionsmedel oxiderande egenskaper, omvandlas till kromföreningar (2), och när de interagerar med starka oxidationsmedel uppvisar de reducerande egenskaper, omvandlas till kromföreningar (6)

Till föreläsningsmetodiken:

1. För att förbättra elevernas kognitiva aktivitet och behålla intresset är det lämpligt att genomföra ett demonstrationsexperiment under föreläsningen. Beroende på utbildningslaboratoriets kapacitet kan följande experiment demonstreras för studenter:

• erhållande av kromoxid (2) och kromhydroxid (2), bevis på deras grundläggande egenskaper;
• erhållande av kromoxid (3) och kromhydroxid (3), vilket bevisar deras amfotära egenskaper;
• erhållande av kromoxid (6) och upplösning av den i vatten (framställning av kromsyra och dikrominsyra);
• övergång av kromater till dikromater, dikromater till kromater.

1. Självständiga arbetsuppgifter kan differentieras med hänsyn till elevernas verkliga inlärningsförmåga.
2. Du kan slutföra föreläsningen genom att utföra följande uppgifter: skriva ekvationer av kemiska reaktioner som kan användas för att utföra följande transformationer:

.III. Läxa: förbättra föreläsningen (lägg till ekvationerna för kemiska reaktioner)

1. Vasilyeva Z.G. Laborationer i allmänhet och oorganisk kemi. -M.: ”Kemi”, 1979 – 450 s.
2. Egorov A.S. Kemi handledare. – Rostov-on-Don: "Phoenix", 2006.-765 sid.
3. Kudryavtsev A.A. Att skriva kemiska ekvationer. - M., "Högstadiet", 1979. - 295 sid.
4. Petrov M.M. Oorganisk kemi. – Leningrad: ”Kemi”, 1989. – 543 s.
5. Ushkalova V.N. Kemi: tävlingsuppgifter och svar. - M.: "Enlightenment", 2000. – 223 sid.