Es ist charakteristisch, dass die Nachbarn von Chrom sowie Chrom selbst häufig zum Legieren von Stählen verwendet werden.

Der Schmelzpunkt von Chrom hängt von seiner Reinheit ab. Viele Forscher versuchten es zu bestimmen und erhielten Werte von 1513 bis 1920 ° C. Eine so große "Streuung" ist in erster Linie auf die Menge und Zusammensetzung der im Chrom enthaltenen Verunreinigungen zurückzuführen. Es wird heute angenommen, dass es bei einer Temperatur von etwa 1875 ° C schmilzt. Der Siedepunkt beträgt 2199 ° C. Die Dichte von Chrom ist geringer als die von Eisen; es ist gleich 7,19.

Es hat ähnliche chemische Eigenschaften wie Molybdän und Wolfram. Sein höchstes Oxid, CrO3, ist sauer, es ist Chromsäureanhydrid H2CrO4. Mineral, mit dem wir unsere Bekanntschaft mit Element Nr. 24 begannen, ist ein Salz dieser Säure. Neben Chromsäure ist die Dichromsäure H2Cr2O7 bekannt, deren Salze, Bichromate, in der Chemie weit verbreitet sind.

Das häufigste Chromoxid Cr2O3 ist Amphoteren. Im Allgemeinen kann es unter verschiedenen Bedingungen Wertigkeiten von 2 bis 6 aufweisen. Weit verbreitet sind nur Verbindungen des drei- und sechswertigen Chroms.

Chrom hat alle Eigenschaften eines Metalls - es leitet Wärme und elektrischen Strom gut, hat einen charakteristischen metallischen Glanz. Das Hauptmerkmal von Chrom ist seine Beständigkeit gegenüber Säuren und Sauerstoff.

Für diejenigen, die sich ständig mit Chrom beschäftigen, ist eine weitere seiner Eigenschaften zum Inbegriff geworden: Bei einer Temperatur von etwa 37 ° C ändern sich einige der physikalischen Eigenschaften dieses Metalls schlagartig, abrupt. Bei dieser Temperatur liegt ein ausgeprägtes Maximum der inneren Reibung und ein Minimum des Elastizitätsmoduls vor. Fast ebenso stark ändern sich der elektrische Widerstand, der Längenausdehnungskoeffizient und die thermoelektromotorische Kraft.

Wissenschaftler müssen diese Anomalie noch erklären.

Vier natürliche Isotope von Chrom sind bekannt. Ihre Massenzahlen sind 50, 52, 53 und 54. Der Anteil des am häufigsten vorkommenden Isotops 52Cr beträgt etwa 84 %.

Chrom in Legierungen

Es wäre wahrscheinlich unnatürlich, wenn die Geschichte der Verwendung von Chrom und seinen Verbindungen nicht mit Stahl, sondern mit etwas anderem beginnen würde. Chrom ist eines der wichtigsten Legierungselemente in der Eisen- und Stahlindustrie. Die Zugabe von Chrom zu gewöhnlichen Stählen (bis zu 5 % Cr) verbessert ihre physikalischen Eigenschaften und macht das Metall anfälliger für Wärmebehandlungen. Chrom wird mit Feder-, Feder-, Werkzeug-, Gesenk- und Kugellagerstählen legiert. In ihnen (mit Ausnahme von Kugellagerstählen) ist Chrom zusammen mit Mangan, Molybdän, Nickel, Vanadium vorhanden. Und Kugellagerstähle enthalten nur Chrom (ca. 1,5 %) und (ca. 1 %). Letzteres bildet mit Chromkarbiden von außergewöhnlicher Härte: Cr3C, Cr7C3 und Cr23C6. Sie verleihen Kugellagerstahl eine hohe Verschleißfestigkeit.

Wenn der Chromgehalt des Stahls auf 10 % oder mehr erhöht wird, wird der Stahl widerstandsfähiger gegen Oxidation und Korrosion, aber hier kommt ein Faktor ins Spiel, der als Kohlenstoffbegrenzung bezeichnet werden kann. Die Fähigkeit von Kohlenstoff, große Mengen an Chrom zu binden, führt zu einer Verarmung des Stahls an diesem Element. Daher stehen Metallurgen vor einem Dilemma: Wenn Sie Korrosionsbeständigkeit erreichen wollen, reduzieren Sie den Kohlenstoffgehalt und verlieren Sie an Verschleißfestigkeit und Härte.

Die gebräuchlichste Edelstahlsorte enthält 18 % Chrom und 8 % Nickel. Der darin enthaltene Kohlenstoffgehalt ist sehr gering - bis zu 0,1%. Edelstähle widerstehen Korrosion und Oxidation gut und behalten ihre Festigkeit bei hohen Temperaturen. Aus solchen Stahlblechen wurde die Skulpturengruppe von V. I. Mukhina „Arbeiterin und Kollektivbäuerin“ hergestellt, die in Moskau am Nordeingang der Ausstellung der Errungenschaften der Volkswirtschaft aufgestellt ist. Rostfreie Stähle werden in der Chemie- und Erdölindustrie weit verbreitet verwendet.

Stähle mit hohem Chromgehalt (mit 25-30 % Cr) sind besonders beständig gegen Oxidation bei hohen Temperaturen. Sie werden zur Herstellung von Teilen für Heizöfen verwendet.

Nun noch ein paar Worte zu Chrombasislegierungen. Diese enthalten mehr als 50 % Chrom. Sie haben eine sehr hohe Hitzebeständigkeit. Sie haben jedoch einen sehr großen Nachteil, der alle Vorteile zunichte macht: Diese sind sehr empfindlich gegenüber Oberflächenfehlern: Es reicht aus, einen Kratzer, einen Mikroriss zu bekommen, und das Produkt bricht unter Belastung schnell zusammen. Bei den meisten Legierungen werden solche Mängel durch thermomechanische Behandlung beseitigt, aber Legierungen auf Chrombasis können auf diese Weise nicht behandelt werden. Außerdem sind sie bei Raumtemperatur zu spröde, was ihre Anwendung ebenfalls einschränkt.

Wertvollere Legierungen von Chrom mit Nickel (sie werden oft als Legierungszusätze und andere Elemente eingeführt). Die gebräuchlichsten Legierungen dieser Gruppe - Nichrom enthalten bis zu 20% Chrom (Rest) und werden zur Herstellung von Heizelementen verwendet. Nichrome haben für Metalle einen großen elektrischen Widerstand, bei Stromdurchgang erhitzen sie sich sehr stark.

Die Zugabe von Molybdän und Kobalt zu Chrom-Nickel-Legierungen ermöglicht es, Materialien mit hoher Hitzebeständigkeit zu erhalten, die hohen Belastungen bei 650-900 ° C standhalten. Diese Legierungen werden beispielsweise zur Herstellung von Gasturbinenschaufeln verwendet. Hitzebeständigkeit besitzen auch Chrom-Kobalt-Legierungen, die 25–30 % Chrom enthalten. Die Industrie verwendet Chrom auch als Material für Korrosionsschutz- und dekorative Beschichtungen.

Allgemeine Informationen und Erwerbsmethoden

Chrom (Cr) ist ein hartes, glänzendes Metall. Als eigenständiges Element wurde es erstmals 1797 von Vauquelin aus dem Mineral Krokoit isoliert, das der Akademiker Pallas 1765 bei der Untersuchung sibirischer Mineralien entdeckte. Chrom erhielt seinen Namen vom griechischen „chromos“, was Farbe bedeutet, wegen der Unterschiedlichkeit Farben seiner Verbindungen - von grün bis rot.

Chrom kommt im freien Zustand nicht vor. Von den zahlreichen chromhaltigen Erzen ist nur der Chromit FeO-Cr 2 0 3 von industrieller Bedeutung, der mehr als 65 % Cr 2 0 3 (Masseanteil) enthält, der Rest ist FeO. Chrom ist in vielen Mineralien enthalten, insbesondere in der Zusammensetzung von Krokoit PbCrO 4 ; Andere chromhaltige Mineralien sind Finizit, Menachloit oder Phenicohloit ZPLO-2St 2 0 3 , Berezovit, Trakalit, Magnochromit usw. Es gibt eine große Gruppe von Silikatmineralien, die Chrom enthalten, was diesen Mineralien eine charakteristische Farbe verleiht. Chromit gehört zur Klasse isomorpher Mineralien des kubischen Systems, bekannt als Spinelle, die durch die allgemeine Formel -TO-U 2 0 3 gekennzeichnet werden können, wobei X ein zweiwertiges Metallion ist, Y ein dreiwertiges Metallion ist. In industriellen Chromerzen übersteigt der Gehalt an C,g 2 0 3 selten 50 % (bezogen auf das Gewicht). Ferrochrom mit einem Gehalt von 65-70 % Cr, das in der Metallurgie verwendet wird, wird durch direkte Reduktion von Chromerz mit einem Verhältnis von Cr:Fe = 3:1 gewonnen. Chromit wird mit Kohlenstoff reduziert, und um Ferrochrom zu erhalten, muss der Gehalt an Chromoxid im Erz mindestens 48 % betragen. Während des Schmelzvorgangs läuft die Reaktion ab: Fe0-Cr 2 0 3 + 4C-> - - * -Fe + 2Cr + 4CO.

Chrom technischer Reinheit wird durch aluminothermische, silikothermale, elektrolytische und andere Verfahren aus Chromoxid gewonnen, das aus Chromeisenerz gewonnen wird. Von den Verfahren zur Herstellung von kommerziell reinem Metall, das für eine weitere Raffination geeignet ist, ist die Elektrolyse das einfachste und kostengünstigste. Die Kosten für elektrolytisches Chrom sind etwas höher als bei Chrom, das durch andere Methoden gewonnen wird, aber Verunreinigungen daraus können am einfachsten entfernt werden. Von den Verfahren zum Reinigen von elektrolytischem Chrom von Verunreinigungen ist das am weitesten verbreitete die Behandlung von Chrom in trockenem, gereinigtem Wasserstoff. Beim Raffinieren wird dem Metall hauptsächlich Sauerstoff entzogen und der Gehalt an Stickstoff und anderen metallischen und nichtmetallischen Verunreinigungen, insbesondere Elementen mit hohem Dampfdruck, etwas reduziert. Die Raffination von elektrolytischem Chrom erfolgt durch längeres Erhitzen auf 1300-1500 °C unter Bedingungen eines kontinuierlichen Wasserstoffzuflusses. Eine Tiefenreinigung von Chrom kann auch durch Vakuumdestillation mit Dampfkondensation an einer kalten Oberfläche durchgeführt werden.

Das reinste Chrom für die Laborforschung wird nach der Jodidmethode gewonnen. Dieser Prozess basiert auf der Bildung von flüchtigen Stoffen

Chromiodide (bei 700-900 °C) und ihre Dissoziation auf einer erhitzten Oberfläche (bei 1000-1100 °C). Metallisches Chrom ist nach dem Jodidläutern im Gusszustand duktil (Zugdehnung 9-18 %).

Physikalische Eigenschaften

Atomare Eigenschaften. Die Ordnungszahl von Chrom ist 24, die Atommasse 51,996 amu. e. m. Atomvolumen 7,23 * 10 -6 m 3 / mol. Atomradius (Metall) von Chrom 0,128 nm, kovalent 0,118 nm. Elektronische Konfiguration der Außenhüllen 3d 5 4s 1 . Elektronegativität 1.6. Ionisationspotentialwerte J (eV): 6,746; 16.49; 31. Bei atmosphärischem Druck hat Chrom etwa. c. Gitter, bei Raumtemperatur a = 0,2884 nm. Die Energie des Kristallgitters beträgt 337,5 μJ/kmol.

Chemische Eigenschaften

B. Chrom weist in Verbindungen die Oxidationsstufen +2, +3, +6, seltener +4, +5, +1 auf.

Bei normalen Temperaturen ist Chrom chemisch stabil; oxidiert fast nicht an der Luft, auch nicht in Gegenwart von Feuchtigkeit. Beim Erhitzen findet die Oxidation nur an der Oberfläche statt. Einige Säuren, wie konzentrierte Salpeter-, Phosphor-, Chlor- und Perchlorsäure, bilden einen Chromoxidfilm, der zu dessen Passivierung führt. In diesem Zustand hat Chrom eine außergewöhnlich hohe Korrosionsbeständigkeit und wird von verdünnten Mineralsäuren nicht angegriffen. Chrom ist gegenüber den praktisch wichtigsten Metallen und Legierungen elektronegativ, und wenn es mit ihnen ein galvanisches Paar bildet, beschleunigt es deren Korrosion,

Elektrolytisch abgeschiedenes Chrom enthält eine große Menge an gelöstem Wasserstoff - bis zu ~5% (at.). In diesem System ist die Bildung von CrH (1,9 % H), CrH 2 (3,73 % H) oder CrH 3 (5,49 % H) möglich, die eine geringe thermische Stabilität aufweisen und sich bei leichter Erwärmung leicht zersetzen. Die Auflösungswärme von Wasserstoff in Hartchrom bei 797-1097 ° C beträgt 105 kJ / mol H 2, die Bildungswärme von CrH 2 D / / arr \u003d 15.900 kJ / mol, die Löslichkeit von Sauerstoff in Hartchrom bei 1347 °C beträgt 0,03 % und nimmt ab, wenn die Temperatur sinkt. Das gebräuchlichste Chromoxid ist Cr 2 0 3 (31,6 % O), eine grüne feuerfeste Substanz (Chromgrün), die zur Herstellung von Klebstoff- und Ölfarben verwendet wird. Höheres Chromoxid Cr0 3 - dunkelrote nadelartige Kristalle ist ein Chromsäureanhydrid, wir lösen uns leicht in Wasser auf

Technologische Eigenschaften

Chrom von technischer Reinheit ist bei Raumtemperatur spröde und wird erst bei Erwärmung über 200-225 ° C plastisch. Chrom gehört zur Gruppe der kaltspröden Metalle, deren Plastizität mit sinkender Temperatur stark abnimmt.

Einsatzbereiche

Chrom wird in der Metallurgie häufig verwendet, hauptsächlich als Legierungszusatz zu Stählen für verschiedene Zwecke. Die Zugabe von bis zu 3 °/o Cr zu gewöhnlichen Kohlenstoffstählen verbessert ihre mechanischen Eigenschaften erheblich. Stähle mit 5-6 % Cr zeichnen sich durch erhöhte Korrosionsbeständigkeit aus. Mit einem Chromgehalt von mehr als 10 % weisen Stähle eine hohe Korrosionsbeständigkeit auf (Edelstahl). Chrom als Legierungszusatz ist ebenfalls in der Zusammensetzung enthalten

hitzebeständige Legierungen auf Basis von Nickel und Kobalt. Es gibt keine Legierungen auf Chrombasis. Beim Galvanisieren wird viel reines Chrom verwendet; Verchromen ist ein zuverlässiger Korrosionsschutz. Chrombeschichtungen haben neben einer hohen Korrosionsbeständigkeit auch eine hohe Abriebfestigkeit.

Chrom in Form von Verbindungen wird zur Herstellung von feuerfesten Materialien und Pigmenten verwendet.

"Nationale Forschungspolytechnische Universität Tomsk"

Institut für Rohstoffe, Geoökologie und Geochemie

Chrom

Nach Disziplin:

Chemie

Abgeschlossen:

Studentin der Gruppe 2G41 Tkacheva Anastasia Vladimirovna 29.10.2014

Geprüft:

Lehrer Stas Nikolay Fedorovich

Stellung im Periodensystem

Chrom- ein Element einer Nebenuntergruppe der 6. Gruppe der 4. Periode des Periodensystems der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev mit der Ordnungszahl 24. Es ist durch das Symbol gekennzeichnet Kr(lat. Chrom). einfache Substanz Chrom- hartes bläulich-weißes Metall. Chrom wird manchmal als Eisenmetall bezeichnet.

Die Struktur des Atoms

17 Cl) 2) 8) 7 - Diagramm der Struktur des Atoms

1s2s2p3s3p - elektronische Formel

Das Atom befindet sich in Periode III und hat drei Energieniveaus

Das Atom befindet sich in VII in der Gruppe, in der Hauptuntergruppe - auf dem externen Energieniveau von 7 Elektronen

Elementeigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Chrom ist ein weiß glänzendes Metall mit einem kubisch raumzentrierten Gitter, a \u003d 0,28845 nm, gekennzeichnet durch Härte und Sprödigkeit, mit einer Dichte von 7,2 g / cm 3 eines der härtesten reinen Metalle (nach Beryllium, Wolfram u Uran), mit einem Schmelzpunkt von 1903 Grad. Und das mit einem Siedepunkt von etwa 2570 Grad. C. An der Luft ist die Oberfläche von Chrom mit einem Oxidfilm überzogen, der es vor weiterer Oxidation schützt. Die Zugabe von Kohlenstoff zu Chrom erhöht seine Härte weiter.

Chemische Eigenschaften

Chrom ist unter normalen Bedingungen ein inertes Metall, wenn es erhitzt wird, wird es ziemlich aktiv.

Wechselwirkung mit Nichtmetallen

Beim Erhitzen über 600 °C verbrennt Chrom in Sauerstoff:

4Cr + 3O 2 \u003d 2Cr 2 O 3.

Es reagiert mit Fluor bei 350 °C, mit Chlor bei 300 °C, mit Brom bei Rotgluttemperatur und bildet Chrom(III)-Halogenide:

2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3 .

Es reagiert mit Stickstoff bei Temperaturen über 1000 °C zu Nitriden:

2Cr + N2 = 2CrN

oder 4Cr + N2 = 2Cr2N.

2Cr + 3S = Cr 2 S 3 .

Reagiert mit Bor, Kohlenstoff und Silizium unter Bildung von Boriden, Carbiden und Siliziden:

Cr + 2B = CrB 2 (die Bildung von Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 4 ist möglich),

2Cr + 3C \u003d Cr 2 C 3 (die Bildung von Cr 23 C 6, Cr 7 B 3 ist möglich),

Cr + 2Si = CrSi 2 (mögliche Bildung von Cr 3 Si, Cr 5 Si 3, CrSi).

Es interagiert nicht direkt mit Wasserstoff.

Wechselwirkung mit Wasser

In fein gemahlenem, heißem Zustand reagiert Chrom mit Wasser zu Chrom(III)-oxid und Wasserstoff:

2Cr + 3H 2 O \u003d Cr 2 O 3 + 3H 2

Wechselwirkung mit Säuren

In der elektrochemischen Spannungsreihe von Metallen steht Chrom vor Wasserstoff, es verdrängt Wasserstoff aus Lösungen nicht oxidierender Säuren:

Cr + 2 HCl \u003d CrCl 2 + H 2;

Cr + H 2 SO 4 \u003d CrSO 4 + H 2.

In Gegenwart von Luftsauerstoff entstehen Chrom(III)-Salze:

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

Konzentrierte Salpeter- und Schwefelsäure passivieren Chrom. Chrom kann sich in ihnen nur bei starker Erwärmung lösen, es entstehen Chrom(III)-Salze und Säurereduktionsprodukte:

2Cr + 6H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O;

Cr + 6HNO 3 \u003d Cr (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Wechselwirkung mit alkalischen Reagenzien

In wässrigen Lösungen von Alkalien löst sich Chrom nicht, es reagiert langsam mit Alkalischmelzen zu Chromiten und setzt Wasserstoff frei:

2Cr + 6KOH \u003d 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2.

Reagiert mit alkalischen Schmelzen von Oxidationsmitteln wie Kaliumchlorat, während Chrom in Kaliumchromat übergeht:

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

Rückgewinnung von Metallen aus Oxiden und Salzen

Chrom ist ein aktives Metall, das Metalle aus Lösungen ihrer Salze verdrängen kann: 2Cr + 3CuCl 2 = 2CrCl 3 + 3Cu.

Eigenschaften einer einfachen Substanz

Luftstabil durch Passivierung. Aus dem gleichen Grund reagiert es nicht mit Schwefel- und Salpetersäure. Bei 2000 °C verbrennt es unter Bildung von grünem Chrom(III)-oxid Cr 2 O 3 mit amphoteren Eigenschaften.

Synthetisierte Verbindungen von Chrom mit Bor (Boride Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 2, CrB 4 und Cr 5 B 3), mit Kohlenstoff (Carbide Cr 23 C 6, Cr 7 C 3 und Cr 3 C 2) , mit Silizium (Silizide Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 und CrSi) und Stickstoff (Nitride CrN und Cr 2 N).

Cr(+2)-Verbindungen

Die Oxidationsstufe +2 entspricht dem Basisoxid CrO (schwarz). Cr 2+ -Salze (blaue Lösungen) erhält man durch Reduktion von Cr 3+ -Salzen oder Dichromaten mit Zink im sauren Milieu („Wasserstoff zum Zeitpunkt der Isolierung“):

Alle diese Cr 2+ -Salze sind insofern starke Reduktionsmittel, als sie beim Stehenlassen Wasserstoff aus Wasser verdrängen. Sauerstoff in der Luft, insbesondere in saurer Umgebung, oxidiert Cr 2+, wodurch die blaue Lösung schnell grün wird.

Beim Zusatz von Alkalien zu Lösungen von Chrom(II)-Salzen fällt braunes oder gelbes Cr(OH) 2 -Hydroxid aus.

Chromdihalogenide CrF 2 , CrCl 2 , CrBr 2 und CrI 2 wurden synthetisiert

Cr(+3)-Verbindungen

Die Oxidationsstufe +3 entspricht dem amphoteren Oxid Cr 2 O 3 und dem Hydroxid Cr (OH) 3 (beide grün). Dies ist die stabilste Oxidationsstufe von Chrom. Chromverbindungen in dieser Oxidationsstufe haben eine Farbe von schmutzigviolett (Ion 3+) bis grün (Anionen sind in der Koordinationssphäre vorhanden).

Cr 3+ neigt zur Bildung von Doppelsulfaten der Form M I Cr (SO 4) 2 · 12H 2 O (Alaun)

Chrom(III)-hydroxid wird durch Einwirken von Ammoniak auf Lösungen von Chrom(III)-Salzen erhalten:

Cr+3NH+3H2O→Cr(OH)↓+3NH

Alkalische Lösungen können verwendet werden, aber in ihrem Überschuss wird ein löslicher Hydroxokomplex gebildet:

Cr+3OH→Cr(OH)↓

Cr(OH)+3OH→

Durch Schmelzen von Cr 2 O 3 mit Alkalien werden Chromite erhalten:

Cr2O3+2NaOH→2NaCrO2+H2O

Unkalziniertes Chrom(III)-oxid löst sich in Laugen und in Säuren:

Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3H2O

Bei der Oxidation von Chrom(III)-Verbindungen in alkalischem Medium entstehen Chrom(VI)-Verbindungen:

2Na+3HO→2NaCrO+2NaOH+8HO

Dasselbe passiert beim Schmelzen von Chrom(III)oxid mit Alkali und Oxidationsmitteln oder mit Alkali an Luft (hier wird die Schmelze gelb):

2Cr2O3+8NaOH+3O2→4Na2CrO4+4H2O

Chromverbindungen (+4)[

Bei vorsichtiger Zersetzung von Chromoxid (VI) CrO 3 unter hydrothermalen Bedingungen wird Chromoxid (IV) CrO 2 erhalten, das ein Ferromagnet ist und eine metallische Leitfähigkeit besitzt.

Unter den Chromtetrahalogeniden ist CrF 4 stabil, Chromtetrachlorid CrCl 4 existiert nur in Dampf.

Chromverbindungen (+6)

Die Oxidationsstufe +6 entspricht saurem Chromoxid (VI) CrO 3 und einer Reihe von Säuren, zwischen denen ein Gleichgewicht besteht. Die einfachsten davon sind Chrom-H 2 CrO 4 und Zwei-Chrom-H 2 Cr 2 O 7 . Sie bilden zwei Salzreihen: gelbe Chromate bzw. orange Dichromate.

Chromoxid (VI) CrO 3 entsteht durch die Wechselwirkung von konzentrierter Schwefelsäure mit Lösungen von Dichromaten. Ein typisches Säureoxid, das bei Wechselwirkung mit Wasser stark instabile Chromsäuren bildet: Chrom-H 2 CrO 4, Dichrom-H 2 Cr 2 O 7 und andere Isopolysäuren mit der allgemeinen Formel H 2 Cr n O 3n + 1. Eine Erhöhung des Polymerisationsgrades erfolgt mit einer Verringerung des pH-Werts, dh einer Erhöhung des Säuregehalts.

DEFINITION

Chrom- hellgraues Vollmetall (Abb. 1) mit kubisch-raumzentrierter Struktur.

Es ist paramagnetisch, leitet Strom gut, hat eine hohe Härte und zerkratzt Glas.

Reis. 1. Chrom. Aussehen.

Die mechanischen Eigenschaften von Titan werden stark durch das Vorhandensein von Verunreinigungen beeinflusst. Reines Chrom ist duktil und enthält sogar einen kleinen Anteil an Stickstoff- und Sauerstoffverunreinigungen, es ist spröde und spröde. Chrom von technischer Reinheit spaltet sich leicht und zerfällt zu Pulver.

Die wichtigsten Chromkonstanten sind in der nachstehenden Tabelle aufgeführt.

Tabelle 1. Physikalische Eigenschaften und Dichte von Chrom.

Die Verbreitung von Chrom in der Natur

Kurze Beschreibung der chemischen Eigenschaften und der Dichte von Chrom

Bei moderaten Temperaturen ist Chrom an der Luft stabil: Verchromte Produkte laufen nicht an, da eine dünne und transparente Oxidschicht sie zuverlässig vor Oxidation schützt.

Chrom löst sich leicht in Salzsäure (ohne Luftzutritt) unter Bildung von blaublauen Lösungen von Chrom(II)-Salzen:

Cr + 2 HCl \u003d CrCl 2 + H 2.

Mit oxidierenden Säuren - konzentrierter Schwefel- und Salpetersäure - bei Raumtemperatur interagiert Chrom nicht. Es löst sich nicht in Königswasser auf. Interessanterweise reagiert sehr reines Chrom auch mit verdünnter Schwefelsäure nicht, obwohl der Grund dafür noch nicht geklärt ist. In konzentrierter Salpetersäure wird Chrom passiviert, d.h. verliert die Fähigkeit, mit verdünnten Säuren zu interagieren.

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

BEISPIEL 2

Übung	Chromoxid (VI) mit einem Gewicht von 2 g wurde in Wasser mit einem Gewicht von 500 g gelöst Berechnen Sie den Massenanteil von Chromsäure H 2 CrO 4 in der resultierenden Lösung.
Lösung	Schreiben wir die Reaktionsgleichung zur Gewinnung von Chromsäure aus Chrom(VI)-oxid: CrO 3 + H 2 O \u003d H 2 CrO 4. Finden Sie die Masse der Lösung: m Lösung \u003d m (CrO 3) + m (H 2 O) \u003d 2 + 500 \u003d 502 g. n (CrO 3) \u003d m (CrO 3) / M (CrO 3); n (CrO 3) \u003d 2/100 \u003d 0,02 mol. Gemäß der Reaktionsgleichung ist dann n(CrO 3) :n(H 2 CrO 4) = 1:1 n (CrO 3) \u003d n (H 2 CrO 4) \u003d 0,02 mol. Dann ist die Masse der Chromsäure gleich (Molmasse - 118 g / mol): m (H 2 CrO 4) \u003d n (H 2 CrO 4) × M (H 2 CrO 4); m (H 2 CrO 4) \u003d 0,02 × 118 \u003d 2,36 g. Der Massenanteil von Chromsäure in Lösung ist: ω = mgelöst / mLösung × 100 %; ω (H 2 CrO 4) \u003d m gelöster Stoff (H 2 CrO 4) / m Lösung × 100%; ω (H 2 CrO 4) \u003d 2,36 / 502 × 100% \u003d 0,47%.
Antworten	Der Massenanteil an Chromsäure beträgt 0,47 %.

Chemische Eigenschaften von Chromverbindungen.

Cr2+. Die Ladungskonzentration des zweiwertigen Chromkations entspricht der Ladungskonzentration des Magnesiumkations und des zweiwertigen Eisenkations, sodass eine Reihe von Eigenschaften, insbesondere das Säure-Base-Verhalten dieser Kationen, nahe beieinander liegt. Gleichzeitig ist Cr 2+, wie bereits erwähnt, ein starkes Reduktionsmittel, daher finden in der Lösung folgende Reaktionen statt: Es findet jedoch sogar eine Wasseroxidation statt: 2CrSO 4 + 2H 2 O \u003d 2Cr (OH) SO 4 + H 2. Die Oxidation von zweiwertigem Chrom erfolgt sogar noch leichter als die Oxidation von Eisen(II), Salze werden ebenfalls durch das Kation in mäßigem Ausmaß hydrolysiert (d. h. der erste Schritt ist dominant).

CrO - basisches Oxid, schwarz, pyrophor. Bei 700 ° C disproportioniert es: 3CrO \u003d Cr 2 O 3 + Cr. Es kann durch thermische Zersetzung des entsprechenden Hydroxids in Abwesenheit von Sauerstoff erhalten werden.

Cr(OH) 2 ist eine unlösliche gelbe Base. Es reagiert mit Säuren, während oxidierende Säuren gleichzeitig mit Säure-Base-Wechselwirkung zweiwertiges Chrom oxidieren, unter bestimmten Bedingungen geschieht dies auch mit nicht oxidierenden Säuren (Oxidationsmittel - H +). Durch eine Austauschreaktion erhaltenes Chrom(II)-hydroxid verfärbt sich durch Oxidation schnell grün:

4Cr(OH) 2 + O 2 = 4CrO(OH) + 2H 2 O.

Die Oxidation wird auch von der Zersetzung von Chrom(II)-hydroxid in Gegenwart von Sauerstoff begleitet: 4Cr(OH) 2 = 2Cr 2 O 3 + 4H 2 O.

Cr3+. Chrom(III)-Verbindungen sind Aluminium- und Eisen(III)-Verbindungen chemisch ähnlich. Oxid und Hydroxid sind amphoter. Salze schwacher instabiler und unlöslicher Säuren (H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3) unterliegen einer irreversiblen Hydrolyse:

2CrCl 3 + 3K 2 S + 6H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3 ↓ + 3H 2 S + 6KCl; Cr 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3 ↓ + 3H 2 S.

Aber das Chrom(III)-Kation ist kein sehr starkes Oxidationsmittel, daher existiert Chrom(III)-sulfid und kann unter wasserfreien Bedingungen gewonnen werden, jedoch nicht aus einfachen Substanzen, da es sich beim Erhitzen zersetzt, sondern gemäß der Reaktion: 2CrCl 3 (cr) + 2 H 2 S (Gas) \u003d Cr 2 S 3 (cr) + 6 HCl. Die oxidierenden Eigenschaften von dreiwertigem Chrom reichen nicht aus, damit Lösungen seiner Salze mit Kupfer interagieren, aber eine solche Reaktion findet mit Zink statt: 2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2.

Cr2O3 - amphoteres Oxid von grüner Farbe, hat ein sehr starkes Kristallgitter und zeigt daher nur im amorphen Zustand chemische Aktivität. Reagiert hauptsächlich beim Schmelzen mit sauren und basischen Oxiden, mit Säuren und Laugen sowie mit Verbindungen, die saure oder basische Funktionen haben:

Cr 2 O 3 + 3 K 2 S 2 O 7 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3 K 2 SO 4; Cr 2 O 3 + K 2 CO 3 \u003d 2KCrO 2 + CO 2.

Cr(OH) 3 (CrO(OH), Cr 2 O 3 *nH 2 O) - amphoteres Hydroxid von graublauer Farbe. Es löst sich sowohl in Säuren als auch in Laugen. Beim Lösen in Alkalien entstehen Hydroxokomplexe, in denen das Chromkation die Koordinationszahl 4 oder 6 hat:

Cr(OH) 3 + NaOH = Na; Cr (OH) 3 + 3 NaOH \u003d Na 3.

Hydroxokomplexe werden durch Säuren leicht zersetzt, während die Prozesse bei starken und schwachen Säuren unterschiedlich sind:

Na + 4 HCl \u003d NaCl + CrCl 3 + 4 H 2 O; Na + CO 2 \u003d Cr (OH) 3 ↓ + NaHCO 3.

Cr(III)-Verbindungen sind nicht nur Oxidationsmittel, sondern auch Reduktionsmittel im Hinblick auf die Umwandlung in Cr(VI)-Verbindungen. Besonders leicht verläuft die Reaktion im alkalischen Milieu:

2Na 3 + 3Cl 2 + 4NaOH \u003d 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O E 0 \u003d - 0,72 V.

Im sauren Milieu: 2Cr 3+ → Cr 2 O 7 2- E 0 = +1,38 V.

kr +6 . Alle Cr(VI)-Verbindungen sind starke Oxidationsmittel. Das Säure-Base-Verhalten dieser Verbindungen ähnelt dem von Schwefelverbindungen in der gleichen Oxidationsstufe. Eine solche Ähnlichkeit in den Eigenschaften von Verbindungen von Elementen der Haupt- und Nebennebengruppe in der maximal positiven Oxidationsstufe ist typisch für die meisten Gruppen des Periodensystems.

CrO3 - eine dunkelrote Verbindung, ein typisches saures Oxid. Am Schmelzpunkt zersetzt es sich: 4CrO 3 \u003d 2Cr 2 O 3 + 3O 2.

Ein Beispiel für eine oxidierende Wirkung: CrO 3 + NH 3 = Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O (bei Erwärmung).

Chrom(VI)-oxid löst sich leicht in Wasser, bindet es an und verwandelt sich in Hydroxid:

H2CrO4 - Chromsäure, ist eine starke zweibasige Säure. Es fällt nicht in freier Form auf, weil. Bei einer Konzentration über 75% tritt eine Kondensationsreaktion unter Bildung von Dichromsäure auf: 2H 2 CrO 4 (gelb) \u003d H 2 Cr 2 O 7 (orange) + H 2 O.

Eine weitere Konzentration führt zur Bildung von trichromen (H 2 Cr 3 O 10) und sogar tetrachromen (H 2 Cr 4 O 13) Säuren.

Beim Ansäuern tritt auch eine Dimerisierung des Chromatanions auf. Als Ergebnis existieren Salze der Chromsäure bei pH > 6 als gelbe Chromate (K 2 CrO 4) und bei pH< 6 как бихроматы(K 2 Cr 2 O 7) оранжевого цвета. Большинство бихроматов растворимы, а растворимость хроматов чётко соответствует растворимости сульфатов соответствующих металлов. В растворах возможно взаимопревращения соответствующих солей:

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 \u003d 2K 2 CrO 4 + H 2 O.

Die Wechselwirkung von Kaliumdichromat mit konzentrierter Schwefelsäure führt zur Bildung von Chromsäureanhydrid, das darin unlöslich ist:

K 2 Cr 2 O 7 (Kristall) + + H 2 SO 4 (konz.) = 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O;

Beim Erhitzen geht Ammoniumbichromat eine intramolekulare Redoxreaktion ein: (NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

HALOGENE ("Salze gebären")

Halogene werden als Elemente der Hauptuntergruppe der VII. Gruppe des Periodensystems bezeichnet. Dies sind Fluor, Chlor, Brom, Jod, Astat. Die Struktur der äußeren elektronischen Schicht ihrer Atome: ns 2 np 5. Somit befinden sich 7 Elektronen im äußeren elektronischen Niveau, und nur ein Elektron fehlt von ihnen zur stabilen Edelgashülle. Halogene sind die vorletzten Elemente in der Periode und haben den kleinsten Radius in der Periode. All dies führt dazu, dass Halogene die Eigenschaften von Nichtmetallen aufweisen, eine hohe Elektronegativität und ein hohes Ionisationspotential aufweisen. Halogene sind starke Oxidationsmittel, sie können ein Elektron aufnehmen, um ein Anion mit einer Ladung von "1-" zu werden oder einen Oxidationszustand von "-1" aufweisen, wenn sie kovalent an weniger elektronegative Elemente gebunden sind. Gleichzeitig nimmt der Radius des Atoms zu und die Oxidationsfähigkeit von Halogenen ab, wenn man sich in der Gruppe von oben nach unten bewegt. Wenn Fluor das stärkste Oxidationsmittel ist, zeigt Jod bei Wechselwirkung mit einigen komplexen Substanzen sowie mit Sauerstoff und anderen Halogenen reduzierende Eigenschaften.

Das Fluoratom unterscheidet sich von den anderen Mitgliedern der Gruppe. Erstens weist es nur eine negative Oxidationsstufe auf, da es das elektronegativste Element ist, und zweitens hat es wie jedes Element der Periode II nur 4 Atomorbitale auf der äußeren elektronischen Ebene, von denen drei mit freien Elektronenpaaren besetzt sind, Am vierten befindet sich ein ungepaartes Elektron, das in den meisten Fällen das einzige Valenzelektron ist. In den Atomen anderer Elemente gibt es auf der äußeren Ebene eine ungefüllte d-Elektronen-Unterebene, in die ein angeregtes Elektron gelangen kann. Jedes einsame Paar gibt beim Dämpfen zwei Elektronen ab, daher sind die Hauptoxidationszustände von Chlor, Brom und Jod, mit Ausnahme von "-1", "+1", "+3", "+5", "+7". Weniger stabil, aber grundsätzlich erreichbar sind die Oxidationsstufen „+2“, „+4“ und „+6“.

Als einfache Substanzen sind alle Halogene zweiatomige Moleküle mit einer Einfachbindung zwischen den Atomen. Die Bindungsdissoziationsenergien in der Reihe der Moleküle F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 sind wie folgt: 151 kJ/mol, 239 kJ/mol, 192 kJ/mol, 149 kJ/mol. Die monotone Abnahme der Bindungsenergie beim Übergang von Chlor zu Jod lässt sich leicht durch die Zunahme der Bindungslänge durch die Vergrößerung des Atomradius erklären. Die ungewöhnlich niedrige Bindungsenergie im Fluormolekül hat zwei Erklärungen. Die erste betrifft das Fluormolekül selbst. Wie bereits erwähnt, hat Fluor einen sehr kleinen Atomradius und bis zu sieben Elektronen auf der äußeren Ebene. Wenn sich also Atome während der Bildung eines Moleküls nähern, tritt eine interelektronische Abstoßung auf, wodurch sich die Orbitale unvollständig überlappen. und die Bindungsordnung im Fluormolekül ist etwas kleiner als Eins. Nach der zweiten Erklärung gibt es in den Molekülen der verbleibenden Halogene eine zusätzliche Donor-Akzeptor-Überlappung des freien Elektronenpaars des einen Atoms und des freien d-Orbitals des anderen Atoms, zwei solcher gegensätzlicher Wechselwirkungen pro Molekül. Somit wird die Bindung in den Molekülen von Chlor, Brom und Jod als fast dreifach in Bezug auf das Vorhandensein von Wechselwirkungen definiert. Donor-Akzeptor-Überlappungen treten jedoch nur teilweise auf, und die Bindung hat eine Ordnung (für ein Chlormolekül) von 1,12.

Physikalische Eigenschaften: Unter normalen Bedingungen ist Fluor ein schwer verflüssigbares Gas (Siedepunkt beträgt -187 0 C) von hellgelber Farbe, Chlor ist ein leicht verflüssigbares Gas von gelbgrüner Farbe (Siedepunkt beträgt -34,2 0 C). , Brom ist eine braune, leicht verdunstende Flüssigkeit , Jod ist ein grauer Feststoff mit metallischem Glanz. Alle Halogene bilden im festen Zustand ein molekulares Kristallgitter, das durch schwache intermolekulare Wechselwirkungen gekennzeichnet ist. In diesem Zusammenhang neigt Jod zur Sublimation - beim Erhitzen auf Atmosphärendruck geht es unter Umgehung der Flüssigkeit in einen gasförmigen Zustand über (bildet violette Dämpfe). Wenn Sie sich in der Gruppe nach unten bewegen, steigen die Schmelz- und Siedepunkte sowohl aufgrund einer Erhöhung des Molekulargewichts von Substanzen als auch aufgrund einer Erhöhung der zwischen den Molekülen wirkenden Van-der-Waals-Kräfte. Die Größe dieser Kräfte ist umso größer, je größer die Polarisierbarkeit des Moleküls ist, die wiederum mit zunehmendem Atomradius zunimmt.

Alle Halogene sind in Wasser schlecht löslich, aber gut - in unpolaren organischen Lösungsmitteln wie Tetrachlorkohlenstoff. Die schlechte Wasserlöslichkeit beruht darauf, dass Wasser bei der Bildung eines Hohlraums zur Auflösung des Halogenmoleküls ausreichend starke Wasserstoffbrückenbindungen verliert, statt dessen keine starken Wechselwirkungen zwischen seinem polaren Molekül und dem unpolaren Halogenmolekül auftreten. Das Auflösen von Halogenen in unpolaren Lösungsmitteln entspricht der Situation: „Gleiches löst sich in Gleichem“, wenn die Natur der Bindungsbrüche und Bindungen gleich ist.