Krom je hemijski element sa atomskim brojem 24. To je tvrd, sjajan, čelično siv metal koji se dobro polira i ne tamni. Koristi se u legurama kao što je nerđajući čelik i kao premaz. Ljudskom tijelu su potrebne male količine trovalentnog hroma za metabolizam šećera, ali Cr(VI) je vrlo toksičan.

Različita jedinjenja hroma, kao što su hrom(III) oksid i olovni hromat, jarkih su boja i koriste se u bojama i pigmentima. Crvena boja rubina je zbog prisustva ovog hemijskog elementa. Neke tvari, posebno natrij, su oksidanti koji se koriste za oksidaciju organska jedinjenja i (zajedno sa sumpornom kiselinom) za čišćenje laboratorijskog staklenog posuđa. Osim toga, krom (VI) oksid se koristi u proizvodnji magnetne trake.

Otkriće i etimologija

Istorija otkrića hemijskog elementa hroma je sledeća. Godine 1761. Johann Gottlob Lehmann pronašao je u Uralske planine narandžasto-crveni mineral i nazvao ga "sibirsko crveno olovo". Iako je pogrešno identificiran kao spoj olova sa selenom i željezom, materijal je zapravo bio olovni kromat sa hemijska formula PbCrO4. Danas je poznat kao mineral krokonte.

Godine 1770. Peter Simon Pallas posjetio je mjesto gdje je Lehmann pronašao crveni olovni mineral koji je imao vrlo korisne karakteristike pigmenta u bojama. Dobijena je upotreba sibirskog crvenog olova kao boje brz razvoj. osim toga, jarko žute boje od krokonta postao moderan.

Godine 1797. Nicolas-Louis Vauquelin je dobio uzorke crvene boje miješanjem krokonta sa hlorovodonična kiselina primio je CrO 3 oksid. Krom je izolovan kao hemijski element 1798. Vauquelin ga je dobio zagrijavanjem oksida s ugalj. Takođe je bio u stanju da otkrije tragove hroma u dragom kamenju kao što su rubin i smaragd.

U 1800-im godinama, Cr se prvenstveno koristio u bojama i solima za štavljenje. Danas se 85% metala koristi u legurama. Ostatak se koristi u hemijskoj, vatrostalnoj i livačkoj industriji.

Izgovor hemijskog elementa hroma odgovara grčkom χρῶμα, što znači "boja", zbog raznovrsnosti obojenih spojeva koji se mogu dobiti iz njega.

Rudarstvo i proizvodnja

Element se proizvodi od hromita (FeCr 2 O 4). Otprilike polovina svjetske rude se kopa Južna Afrika. Osim toga, njegovi su Kazahstan, Indija i Turska glavni proizvođači. Ima dovoljno istraženih ležišta hromita, ali su geografski koncentrisani u Kazahstanu i južnoj Africi.

Naslage prirodnog metala hroma su rijetka, ali postoje. Na primjer, kopa se u rudniku Udachnaya u Rusiji. Bogat je dijamantima, a redukciono okruženje pomoglo je u proizvodnji čistog kroma i dijamanata.

Za industrijska proizvodnja Rude metalnog hromita se tretiraju rastopljenom alkalijom (kaustična soda, NaOH). U tom slučaju nastaje natrijev kromat (Na 2 CrO 4) koji se reducira ugljikom u oksid Cr 2 O 3. Metal se proizvodi zagrijavanjem oksida u prisustvu aluminija ili silicija.

U 2000. godini, oko 15 miliona tona rude hromita je iskopano i prerađeno u 4 miliona tona ferokroma, 70% legure hroma i gvožđa, sa približnom tržišnom vrednošću od 2,5 milijardi američkih dolara.

Glavne karakteristike

Karakteristike hemijskog elementa hroma proizilaze iz činjenice da je on prelazni metal četvrtog perioda periodnog sistema i da se nalazi između vanadijuma i mangana. Uključeno u grupu VI. Topi se na temperaturi od 1907 °C. U prisustvu kiseonika, hrom brzo formira tanak sloj oksida, koji štiti metal od dalje interakcije sa kiseonikom.

Kao prelazni element, reaguje sa supstancama u različitim omjerima. Tako formira spojeve u kojima ima raznih stepeni oksidacija. Krom je hemijski element sa osnovnim stanjima +2, +3 i +6, od kojih je +3 najstabilnije. Osim toga, u u rijetkim slučajevima posmatraju se stanja +1, +4 i +5. Jedinjenja hroma u oksidacionom stanju +6 su jaka oksidaciona sredstva.

Koje je boje hrom? Hemijski element daje rubin nijansu. Cr 2 O 3 koji se koristi se takođe koristi kao pigment koji se zove hrom zelena. Njegove soli boje staklo smaragdno zelene boje. Krom je hemijski element čije prisustvo čini rubine crvenim. Stoga se koristi u proizvodnji sintetičkih rubina.

Izotopi

Izotopi hroma imaju atomsku težinu u rasponu od 43 do 67. Tipično, ovaj hemijski element se sastoji od tri stabilna oblika: 52 Cr, 53 Cr i 54 Cr. Od njih, 52 Cr je najčešći (83,8% ukupnog prirodnog hroma). Osim toga, opisano je 19 radioizotopa, od kojih je najstabilniji 50 Cr s vremenom poluraspada većim od 1,8x10 17 godina. 51 Cr ima poluživot od 27,7 dana, dok svi ostali radioaktivnih izotopa ne prelazi 24 sata, a kod većine traje manje od jedne minute. Element takođe ima dva meta stanja.

Izotopi hroma u zemljine kore, po pravilu, prate izotope mangana, koji se koristi u geologiji. 53 Cr nastaje tokom radioaktivnog raspada 53 Mn. Odnos izotopa Mn/Cr podržava druge informacije o ranoj istoriji Solarni sistem. Promjene u omjerima 53 Cr/ 52 Cr i Mn/Cr iz različitih meteorita dokazuju da novi atomska jezgra nastali neposredno pre formiranja Sunčevog sistema.

Hemijski element hrom: svojstva, formula jedinjenja

Krom(III) oksid Cr 2 O 3, poznat i kao seskvioksid, jedan je od četiri oksida ovog hemijskog elementa. Dobija se od hromita. Jedinjenje zelene boje se obično naziva "hrom zeleno" kada se koristi kao pigment za farbanje emajla i stakla. Oksid se može rastvoriti u kiselinama, formirajući soli, au rastopljenim alkalijama - hromite.

Kalijum dihromat

K 2 Cr 2 O 7 je snažno oksidaciono sredstvo i poželjno je kao sredstvo za čišćenje laboratorijskog staklenog posuđa od organskih materija. U tu svrhu koristi se njegova zasićena otopina, međutim, ponekad se zamjenjuje natrijum bihromatom, na osnovu veće rastvorljivosti potonjeg. Osim toga, može regulirati proces oksidacije organskih spojeva, pretvarajući primarni alkohol u aldehid, a zatim u ugljični dioksid.

Kalijev bihromat može uzrokovati kromni dermatitis. Krom je vjerovatno uzrok senzibilizacije koja dovodi do razvoja dermatitisa, posebno šaka i podlaktica, koji se hronične prirode i teško izlečivi. Kao i druga jedinjenja Cr(VI), kalijum dihromat je kancerogen. Mora se rukovati u rukavicama i odgovarajućoj zaštitnoj opremi.

Hromna kiselina

Jedinjenje ima hipotetičku strukturu H 2 CrO 4 . U prirodi se ne pojavljuju ni hromne ni dihromne kiseline, ali se njihovi anioni nalaze u njoj razne supstance. “Kromna kiselina” koja se može naći u prodaji je zapravo njen kiseli anhidrid - CrO 3 trioksid.

Olovo(II) hromat

PbCrO 4 ima jarko žutu boju i praktično je nerastvorljiv u vodi. Iz tog razloga, pronašao je upotrebu kao pigment za bojenje pod nazivom krunska žuta.

Cr i petovalentna veza

Krom se odlikuje svojom sposobnošću da formira petovalentne veze. Jedinjenje stvaraju Cr(I) i ugljikovodični radikal. Između dva atoma hroma formira se petovalentna veza. Njegova formula se može napisati kao Ar-Cr-Cr-Ar, gdje Ar predstavlja specifičnu aromatičnu grupu.

Aplikacija

Krom je hemijski element čija su svojstva dala mnoge razne opcije aplikacije, od kojih su neke navedene u nastavku.

Daje metalima otpornost na koroziju i sjajnu površinu. Stoga se krom nalazi u legurama kao što je nehrđajući čelik, koji se koristi, na primjer, u priboru za jelo. Koristi se i za hromiranje.

Krom je katalizator raznih reakcija. Koristi se za izradu kalupa za pečenje cigle. Njegove soli se koriste za štavljenje kože. Kalijum bihromat se koristi za oksidaciju organskih jedinjenja kao što su alkoholi i aldehidi, kao i za čišćenje laboratorijskog staklenog posuđa. Služi kao sredstvo za pričvršćivanje za bojenje tkanina, a koristi se i u fotografiji i štampanju fotografija.

CrO 3 se koristi za proizvodnju magnetnih traka (na primjer, za audio snimke), koje imaju najbolje karakteristike nego filmovi sa željeznim oksidom.

Uloga u biologiji

Trovalentni hrom je hemijski element neophodan za metabolizam šećera u ljudskom organizmu. Nasuprot tome, heksavalentni Cr je veoma toksičan.

Mere predostrožnosti

Metalni hrom i jedinjenja Cr(III) generalno se ne smatraju opasnim po zdravlje, ali supstance koje sadrže Cr(VI) mogu biti toksične ako se progutaju ili udišu. Većina ovih supstanci iritira oči, kožu i sluzokože. Uz kroničnu izloženost, spojevi kroma(VI) mogu uzrokovati oštećenje oka ako se ne liječe pravilno. Osim toga, priznat je kancerogen. Smrtonosna doza ovog hemijskog elementa je oko pola kašičice. Prema preporukama Svjetska organizacija zdravstvena zaštita, maksimalno dozvoljena koncentracija Cr (VI) u pije vodu iznosi 0,05 mg po litri.

Budući da se spojevi hroma koriste u bojama i za štavljenje kože, često se nalaze u tlu i podzemnim vodama iz napuštenih industrijskih lokacija koje zahtijevaju čišćenje i sanaciju okoliša. Prajmer koji sadrži Cr(VI) još uvijek se široko koristi u zrakoplovnoj i automobilskoj industriji.

Svojstva elementa

Basic fizička svojstva hrom su kako slijedi:

• Atomski broj: 24.
• Atomska težina: 51.996.
• Tačka topljenja: 1890 °C.
• Tačka ključanja: 2482 °C.
• Oksidacijsko stanje: +2, +3, +6.
• Konfiguracija elektrona: 3d 5 4s 1.

Među raznovrsnošću hemijski elementi i njihovih spojeva, teško je identificirati najkorisniju supstancu za čovječanstvo. Svaki je jedinstven po svojim svojstvima i mogućnostima primjene. Tehnički napredak značajno pojednostavljuje proces istraživanja, ali postavlja i nove izazove. Hemijski elementi, otkriveni prije nekoliko stotina godina i proučavani u svim manifestacijama, dobiveni su u savremeni svet više tehnoloških područja upotrebe. Ovaj trend se proteže i na spojeve koji postoje u prirodi i one koje su stvorili ljudi.

Oksid

U zemljinoj kori i u prostranstvu Univerzuma ima ih mnogo hemijska jedinjenja, koji se razlikuju po klasama, vrstama, karakteristikama. Jedna od najčešćih vrsta spojeva je oksid (oksid, oksid). Uključuje pijesak, vodu, ugljični dioksid, odnosno osnovne supstance za postojanje čovječanstva i cijele biosfere Zemlje. Oksidi su tvari koje sadrže atome kisika s oksidacijskim stanjem od -2, a veza između elemenata je binarna. Njihovo stvaranje nastaje kao rezultat kemijske reakcije, čiji uvjeti variraju ovisno o sastavu oksida.

Karakteristične karakteristike ove supstance su tri položaja: supstanca je složena, sastoji se od dva atoma, jedan od njih je kiseonik. Veliki broj postojeći oksidi objašnjava se činjenicom da mnogi hemijski elementi formiraju nekoliko supstanci. Oni su identični po sastavu, ali atom koji reaguje sa kiseonikom pokazuje nekoliko stepeni valencije. Na primjer, krom oksid (2, 3, 4, 6), dušik (1, 2, 3, 4, 5) itd. Štaviše, njihova svojstva zavise od stupnja valencije elementa koji ulazi u oksidativnu reakciju.

Prema prihvaćenoj klasifikaciji, oksidi su bazični i kiseli. Razlikuje se i amfoterna vrsta, koja pokazuje svojstva bazičnog oksida. Kiseli oksidi su jedinjenja nemetala ili elemenata sa visokom valentnošću, njihovi hidrati su kiseline. Bazni oksidi uključuju sve tvari koje imaju vezu kisik + metal, njihovi hidrati su baze;

Chromium

U 18. vijeku, hemičar I. G. Lehman otkrio je nepoznati mineral, koji se zvao crveno sibirsko olovo. Profesor Vaukelin, profesor na Pariškoj mineraloškoj školi, izveo je niz kemijskih reakcija s nastalim uzorkom, uslijed čega je izolovan nepoznati metal. Glavna svojstva koja je naučnik identifikovao bila su njegova otpornost na kiselu sredinu i vatrostalnost (otpornost na toplotu). Naziv "hrom" (Chromium) nastao je zbog širine raspon boja, koju karakteriziraju veze elementa. Metal je prilično inertan i ne nalazi se u svom čistom obliku u prirodnim uvjetima.

Glavni minerali koji sadrže hrom su: kromit (FeCr 2 O 4), melanohroit, vokelenit, ditzeit, tarapacait. Hemijski element Cr nalazi se u grupi 6 periodni sistem D.I. Mendeljejev, ima atomski broj 24. Elektronska konfiguracija atoma hroma omogućava elementu da ima valenciju od +2, +3, +6, pri čemu je najstabilnija jedinjenja trovalentni metal. Moguće su reakcije u kojima je oksidacijsko stanje +1, +5, +4. Krom nije hemijski aktivan, metalna površina je prekrivena filmom (efekat pasivacije), sprečavajući reakcije sa kiseonikom i vodom kada normalnim uslovima. Krom oksid koji se formira na površini štiti metal od interakcije s kiselinama i halogenima u odsustvu katalizatora. Veze sa jednostavne supstance(ne metali) su mogući na temperaturama od 300 o C (hlor, brom, sumpor).

Prilikom interakcije sa složene supstance potrebno dodatni uslovi, na primjer, sa alkalnom otopinom reakcija se ne događa s njenim topljenjem proces se odvija vrlo sporo. Krom reagira s kiselinama kada je prisutna visoka temperatura kao katalizator. Krom oksid se može dobiti iz različitih minerala izlaganjem temperaturi. U zavisnosti od budući stepen Koncentrirane kiseline se koriste za oksidaciju elementa. U ovom slučaju, valencija hroma u jedinjenju varira od +2 do +6 (najviši hrom oksid).

Aplikacija

Zbog jedinstvenih antikorozivnih svojstava i otpornosti na toplinu, odlična praktični značaj imaju legure na bazi hroma. Istovremeno, u procentima, njegov udio ne bi trebao prelaziti polovinu ukupnog obima. Veliki nedostatak hroma je njegova krhkost, što smanjuje mogućnosti obrade legura. Najčešći način upotrebe metala je u proizvodnji premaza (hromiranje). Zaštitni film može biti sloj od 0,005 mm, ali će pouzdano zaštititi metalni proizvod od korozije i vanjskih utjecaja. Jedinjenja hroma koriste se za proizvodnju konstrukcija otpornih na toplinu u metalurškoj industriji (peći za topljenje). Dekorativni antikorozivni premazi (kermet), specijalni legirani čelik, elektrode za aparati za zavarivanje, legure na bazi silicijuma i aluminijuma tražene su na svetskim tržištima. Krom oksid, zbog svog niskog oksidacijskog potencijala i visoke otpornosti na toplinu, služi kao katalizator za mnoge kemijske reakcije koje se odvijaju na visokim temperaturama (1000 o C).

Dvovalentna jedinjenja

Krom (2) oksid CrO (dušikov oksid) je svijetlocrveni ili crni prah. Nerastvorljiv je u vodi, ne oksidira u normalnim uslovima i pokazuje izražena bazična svojstva. Supstanca je čvrsta, vatrostalna (1550 o C), netoksična. Prilikom zagrijavanja na 100 o C oksidira se u Cr 2 O 3. Ne otapa se u slabim rastvorima azotne i sumporne kiseline;

Potvrda, prijava

Ova tvar se smatra nižim oksidom. Ima prilično uzak opseg primjene. U hemijskoj industriji, hrom oksid 2 se koristi za prečišćavanje ugljovodonika od kiseonika, koji privlači tokom procesa oksidacije na temperaturama iznad 100 o C. Krom oksid se može dobiti na tri načina:

1. Razgradnja karbonil Cr(CO) 6 u prisustvu visoke temperature kao katalizatora.
2. Redukcija krom oksida fosfornom kiselinom 3.
3. Kromov amalgam se oksidira kisikom ili dušičnom kiselinom.

Trovalentna jedinjenja

Za kromove okside, +3 oksidacijsko stanje je najstabilniji oblik tvari. Cr 2 O 3 (hrom zelen, seskvioksid, eskolaid) je hemijski inertan, nerastvorljiv u vodi i ima visoku tačku topljenja (više od 2000 o C). Krom oksid 3 je zelen, vatrostalni prah, vrlo tvrd i ima amfoterna svojstva. Supstanca je rastvorljiva u koncentriranim kiselinama, reakcija sa alkalijama nastaje kao rezultat fuzije. Može se reducirati u čisti metal kada reaguje sa jakim redukcionim agensom.

Prijem i korištenje

Zbog svoje visoke tvrdoće (uporedive s korundom), tvar se najviše koristi u abrazivnim i polirajućim materijalima. Krom oksid (formula Cr 2 O 3) ima zelenu boju, pa se koristi kao pigment u proizvodnji naočala, boja i keramike. Za hemijsku industriju ova supstanca se koristi kao katalizator za reakcije sa organskim jedinjenjima (sinteza amonijaka). Trovalentni krom oksid se koristi za stvaranje umjetnih drago kamenje i spineli. Da bi se dobio, koristi se nekoliko vrsta hemijskih reakcija:

1. Oksidacija krom oksida.
2. Zagrijavanje (kalcinacija) amonijum dihromata ili amonijum hromata.
3. Razgradnja trovalentnog krom hidroksida ili heksavalentnog oksida.
4. Kalcinacija živinog hromata ili dihromata.

Heksavalentna jedinjenja

Formula najviše krom oksida je CrO 3. Supstanca je ljubičaste ili tamnocrvene boje i može postojati u obliku kristala, iglica, ploča. Hemijski aktivan, toksičan, pri interakciji sa organskim jedinjenjima postoji opasnost od spontanog izgaranja i eksplozije. Krom oksid 6 - anhidrid hroma, hrom trioksid - vrlo je rastvorljiv u vodi, u normalnim uslovima interaguje sa vazduhom (otapa se), tačka topljenja - 196 o C. Supstanca je izražena kiselinske karakteristike. Tijekom kemijske reakcije s vodom nastaje dihromna ili hromna kiselina, koja bez dodatnih katalizatora reagira sa alkalijama (kromatima žuta boja). Za halogene (jod, sumpor, fosfor) je jako oksidaciono sredstvo. Kao rezultat zagrijavanja iznad 250 o C nastaju slobodni kisik i trovalentni krom oksid.

Kako ga nabaviti i gdje ga koristiti

Krom oksid 6 se dobiva obradom natrijevih ili kalijevih hromata (dikromata) koncentriranom sumpornom kiselinom ili reakcijom srebrnog hromata sa hlorovodoničnom kiselinom. Visoka hemijska aktivnost supstance određuje glavne pravce njegove upotrebe:

1. Dobivanje čistog metala - hroma.
2. U procesu hromiranja površina, uključujući elektrolitičke metode.
3. Oksidacija alkohola (organskih jedinjenja) u hemijskoj industriji.
4. IN raketna tehnika koristi se kao upaljač goriva.
5. U hemijskim laboratorijama čisti stakleno posuđe od organskih jedinjenja.
6. Koristi se u pirotehničkoj industriji.

Ako pronađete grešku na stranici, odaberite je i pritisnite Ctrl + Enter

Lirska digresija

Čak i najmlađi hemičari, i ne samo hemičari, poznaju školski način proizvodnje hrom hidroksida. Elementarna reakcija za dobijanje nerastvorljive baze je interakcija bilo koje rastvorljive soli hroma sa alkalijom. Kao rezultat, taloži se želeasti precipitat željenog hidroksida, koji ne samo da je teško isprati, već je teško i filtrirati.

Proučavajući članke i patente na internetu, naišao sam na industrijsku metodu za proizvodnju krom-oksida iz heksavalentnih spojeva hroma (hromata), koji koristi sumpor kao redukciono sredstvo. Imajući teglu "reaktivnog" oksida i dobro svjestan njegove "konzistencije", odlučio sam da koristim ovu metodu u praksi u vašoj „kućnoj laboratoriji“, šta ako uspije? Reaktivni oksid je prilično gust zeleni prah, koji se ne može porediti sa "šmrcvom" koja ispada kada su hromove soli izložene alkalijama. Imajući na umu ove misli, odlučio sam provesti eksperiment.

Teorijska osnova i nekoliko komentara

Za dobivanje krom-oksida, industrija koristi metodu redukcije hromata u alkalnom mediju sa elementarnim sumporom. Reakcija se odvija prema sumarna jednačina:

4Na 2 CrO 4 + 6S + 7H 2 O = 4Cr(OH) 3 + 3Na 2 S 2 O 3 + 2NaOH (1)

Dobijeni hidroksid se ispere i kalcinira.

Ovako dobijeni hrom-oksid koristi se kao pigment, a radi obradivosti talog se mora lako odvojiti od rastvora, tj. da ne bude u obliku gela. Također, reakcija je prilično jednostavna za izvođenje, ne oslobađaju se toksični ili smrdljivi plinovi, dostupni su reagensi itd., pa je izbor pao na ovu opciju.

Naravno, nisam imao namjeru da kalciniram nastali hidroksid, inertnost i „nagluhost“ reaktivnog oksida su nadaleko poznati, na primjer, na njih ne utiču koncentracije. soli i azotna kiselina, i konc. sumporna kiselina se rastvara samo kada visoke temperature- skoro da proključa. Sa hidroksidom je drugačije. Aktivan je i mora se otopiti u razrijeđenim kiselinama, tako da postoji prostor za njegovu upotrebu (kako bi se dobila druga jedinjenja hroma - i ne samo).

Za eksperiment sam odlučio da koristim kalij-dihromat. Težina 20 grama.

Za dalja zapažanja, odlučeno je da se izvrši nekoliko jednostavnih proračuna. dakle:

Imamo 20 grama kalijum dihromata, količina supstance = 0,068 mol.

Za takvu količinu dihromata bit će potrebno 3 puta više sumpora, tj. 0,204 mol, po masi će biti 6,53 grama.

Od 20 grama dihromata (tj. od 0,068 mola) dobićete 0,136 mol hrom hidroksida ili 14 grama mase.

Pošto je izabran dihromat, a reakcija se odvija u alkalnom mediju i sa hromatom, odlučio sam da dodam veliki višak lužine i uzeo sam 25 grama čvrstog natrijum hidroksida. Zašto je to potrebno ako se lužina oslobađa tokom procesa?

Reakcija prolazi kroz nekoliko faza. Prva je reakcija sumpora i lužine u vodenoj otopini:

3S + 6NaOH = Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O (2)

Druga je reakcija sumpora sa sulfitom i sulfidom. Sa sulfitom nastaje tiosulfat, a sa sulfidom nastaju polisulfidi.

Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 (3)
Na 2 S + S = Na 2 (S 2) (4)

3Na 2 S + 2Na 2 CrO 4 + 8H 2 O = 2Cr(OH) 3 + 3S + 10NaOH (5)
Na 2 S + 2Na 2 CrO 4 + 5H 2 O = 2Cr(OH) 3 + Na 2 SO 3 + 4NaOH (6)

Polisulfidi reaguju slično.

Rezultirajući sumpor reagira prema jednačini (2-4) i prelazi u otopinu bez kontaminacije proizvoda. Početni proces (jednačina 2) zahtijeva visoko alkalnu sredinu, pa sam uzeo ovaj višak alkalija. Ne morate dodavati čvrstu lužinu, već koristite njene prilično jake otopine, na primjer 20-40%. Takav rastvor može nabaviti neko koga poznajete (koristi se kao alkalni elektrolit za baterije, koristi se 40% rastvor kalijum hidroksida sa dodatkom 3-5% litijum hidroksida) ili ga možete sami napraviti od kreča metoda (slijeđeno isparavanjem). Naravno, najuspješnija opcija je uzimanje lužine iz tegle u obliku reagensa.

Hrom je element bočne podgrupe 6. grupe 4. perioda periodnog sistema hemijskih elemenata D.I. Mendeljejeva, sa atomskim brojem 24. Označen je simbolom Cr (lat. Chromium). Jednostavna supstanca hrom je tvrdi metal plavičasto-bijele boje.

Hemijska svojstva hroma

U normalnim uslovima, hrom reaguje samo sa fluorom. Na visokim temperaturama (iznad 600°C) stupa u interakciju sa kiseonikom, halogenima, azotom, silicijumom, borom, sumporom, fosforom.

4Cr + 3O 2 – t° →2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 – t° → 2CrCl 3

2Cr + N 2 – t° → 2CrN

2Cr + 3S – t° → Cr 2 S 3

Kada se zagrije, reagira s vodenom parom:

2Cr + 3H 2 O → Cr 2 O 3 + 3H 2

Krom se otapa u razrijeđenim jakim kiselinama (HCl, H 2 SO 4)

U nedostatku zraka nastaju Cr 2+ soli, a u zraku Cr 3+ soli.

Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2

2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2

Prisutnost zaštitnog oksidnog filma na površini metala objašnjava njegovu pasivnost u odnosu na koncentrirane otopine kiselina - oksidacijskih sredstava.

Jedinjenja hroma

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

Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O

Jedinjenja hroma (II) su jaka redukciona sredstva; transformišu u jedinjenja hroma (III) pod uticajem atmosferskog kiseonika.

2CrCl 2 + 2HCl → 2CrCl 3 + H 2

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3

hrom oksid (III) Cr 2 O 3 je zeleni prah nerastvorljiv u vodi. Može se dobiti kalcinacijom krom(III) hidroksida ili kalijum i amonijum dihromata:

2Cr(OH) 3 – t° → Cr 2 O 3 + 3H 2 O

4K 2 Cr 2 O 7 – t° → 2Cr 2 O 3 + 4K 2 CrO 4 + 3O 2

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 – t° → Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O (reakcija vulkana)

Amfoterni oksid. Kada se Cr 2 O 3 spoji sa alkalijama, sodom i kiselim solima, dobijaju se jedinjenja hroma sa stepenom oksidacije (+3):

Cr 2 O 3 + 2NaOH → 2NaCrO 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaCrO 2 + CO 2

Kada se spoje sa mješavinom alkalija i oksidacijskog sredstva, jedinjenja hroma se dobijaju u oksidacionom stanju (+6):

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

Krom (III) hidroksid C r (OH) 3 . Amfoterni hidroksid. Sivo-zelena, raspada se pri zagrevanju, gubi vodu i formira zelenu boju metahidroksid CrO(OH). Ne rastvara se u vodi. Iz rastvora se taloži kao plavo-sivi i plavkasto-zeleni hidrat. Reaguje sa kiselinama i alkalijama, ne reaguje sa amonijak hidratom.

Ima amfoterna svojstva - rastvara se i u kiselinama i u lužinama:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O Cr(OH) 3 + ZH + = Cr 3+ + 3H 2 O

Cr(OH) 3 + KOH → K, Cr(OH) 3 + ZON - (konc.) = [Cr(OH) 6 ] 3-

Cr(OH) 3 + KOH → KCrO 2 + 2H 2 O Cr(OH) 3 + MOH = MSrO 2 (zeleno) + 2H 2 O (300-400 °C, M = Li, Na)

Cr(OH) 3 →(120 o C – H 2 O) CrO(OH) →(430-1000 0 C –H 2 O) Cr2O3

2Cr(OH) 3 + 4NaOH (konc.) + ZN 2 O 2 (konc.) = 2Na 2 CrO 4 + 8H 2 0

Potvrda: taloženje amonijačnim hidratom iz rastvora soli hroma(III):

Cr 3+ + 3(NH 3 H 2 O) = WITHr(OH) 3 ↓+ ZNN 4+

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

Soli hroma (III) imaju ljubičastu ili tamnozelenu boju. Njihova hemijska svojstva podsjećaju na bezbojne soli aluminija.

Cr(III) spojevi mogu pokazivati ​​i oksidirajuća i redukcijska svojstva:

Zn + 2Cr +3 Cl 3 → 2Cr +2 Cl 2 + ZnCl 2

2Cr +3 Cl 3 + 16NaOH + 3Br 2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H 2 O + 2Na 2 Cr +6 O 4

Heksavalentna jedinjenja hroma

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

Dobija se od kalijum hromata (ili dihromata) i H 2 SO 4 (konc.).

K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

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

CrO3— kiseli oksid, sa alkalijama formira žute hromate CrO 4 2-:

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

IN kisela sredina hromati se pretvaraju u narandžaste dihromate Cr 2 O 7 2-:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

U alkalnom okruženju, ova reakcija se odvija u suprotnom smjeru:

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

Kalijum dikromat je oksidaciono sredstvo u kiseloj sredini:

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3NaNO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3NaNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6KI = Cr 2 (SO 4) 3 + 3I 2 + 4K 2 SO 4 + 7H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6FeSO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

Kalijum hromat K 2 Cr O 4 . Oxosol. Žuta, nehigroskopna. Topi se bez raspadanja, termički stabilan. Veoma rastvorljiv u vodi ( žuta boja rastvora odgovara jonu CrO 4 2-), blago hidrolizuje anjon. U kiseloj sredini prelazi u K 2 Cr 2 O 7 . Oksidant (slabiji od K 2 Cr 2 O 7). Ulazi u reakcije jonske izmjene.

Kvalitativna reakcija na CrO 4 2- jon - taloženje žutog taloga barijum hromata, koji se raspada u jako kiseloj sredini. Koristi se kao jedkalo za bojenje tkanina, sredstvo za štavljenje kože, selektivno oksidaciono sredstvo, reagens u analitička hemija.

Jednačine najvažnijih reakcija:

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

2K 2 CrO 4 (t) +16HCl (koncentracija, horizont) = 2CrCl 3 +3Cl 2 +8H 2 O+4KCl

2K 2 CrO 4 +2H 2 O+3H 2 S=2Cr(OH) 3 ↓+3S↓+4KOH

2K 2 CrO 4 +8H 2 O+3K 2 S=2K[Cr(OH) 6 ]+3S↓+4KOH

2K 2 CrO 4 +2AgNO 3 =KNO 3 +Ag 2 CrO 4 (crveno) ↓

Kvalitativna reakcija:

K 2 CrO 4 + BaCl 2 = 2KCl + BaCrO 4 ↓

2BaCrO 4 (t) + 2HCl (dil.) = BaCr 2 O 7 (p) + BaC1 2 + H 2 O

Potvrda: sinterovanje hromita sa potašom u vazduhu:

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

Kalijum dihromat K 2 Cr 2 O 7 . Oxosol. Tehnički naziv kromirani vrh. Narandžasto-crvena, nehigroskopna. Topi se bez raspadanja, a daljim zagrijavanjem se raspada. Veoma rastvorljiv u vodi ( narandžasta Boja rastvora odgovara jonu Cr 2 O 7 2-. U alkalnoj sredini stvara K 2 CrO 4 . Tipično oksidaciono sredstvo u rastvoru i tokom fuzije. Ulazi u reakcije jonske izmjene.

Kvalitativne reakcije - plava boja eteričnog rastvora u prisustvu H 2 O 2, plava boja vodenog rastvora pod dejstvom atomskog vodonika.

Koristi se kao sredstvo za štavljenje kože, jedkalo za bojenje tkanina, komponenta pirotehničkih kompozicija, reagens u analitičkoj hemiji, inhibitor korozije metala, u mešavini sa H 2 SO 4 (konc.) - za pranje hemijskog suđa.

Jednačine najvažnijih reakcija:

4K 2 Cr 2 O 7 =4K 2 CrO 4 +2Cr 2 O 3 +3O 2 (500-600 o C)

K 2 Cr 2 O 7 (t) +14HCl (konc) = 2CrCl 3 +3Cl 2 +7H 2 O+2KCl (ključanje)

K 2 Cr 2 O 7 (t) +2H 2 SO 4 (96%) ⇌2KHSO 4 +2CrO 3 +H 2 O („smeša hroma“)

K 2 Cr 2 O 7 +KOH (konc) =H 2 O+2K 2 CrO 4

Cr 2 O 7 2- +14H + +6I - =2Cr 3+ +3I 2 ↓+7H 2 O

Cr 2 O 7 2- +2H + +3SO 2 (g) = 2Cr 3+ +3SO 4 2- +H 2 O

Cr 2 O 7 2- +H 2 O +3H 2 S (g) =3S↓+2OH - +2Cr 2 (OH) 3 ↓

Cr 2 O 7 2- (konc.) +2Ag + (razd.) =Ag 2 Cr 2 O 7 (crveno) ↓

Cr 2 O 7 2- (razd.) +H 2 O +Pb 2+ =2H + + 2PbCrO 4 (crveno) ↓

K 2 Cr 2 O 7(t) +6HCl+8H 0 (Zn)=2CrCl 2(syn) +7H 2 O+2KCl

Potvrda: tretman K 2 CrO 4 sumpornom kiselinom:

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

Krom (II), (III) i (VI) oksidi

Krom formira tri oksida: CrO, Cr 2 O 3, CrO 3.

Krom (II) oksid CrO je piroforni crni prah. Ima osnovna svojstva.

U redoks reakcijama se ponaša kao redukcijski agens:

CrO se dobija razgradnjom karbonila hroma Cr(CO) 6 u vakuumu na 300°C.

Krom (III) oksid Cr 2 O 3 je vatrostalni zeleni prah. Po tvrdoći je blizak korundu, zbog čega je uključen u sredstva za poliranje. Nastaje interakcijom Cr i O 2 na visokim temperaturama. U laboratoriji se hrom(III) oksid može pripremiti zagrijavanjem amonijum dihromata:

(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 =Cr +3 2 O 3 +N 0 2 +4H 2 O

Krom(III) oksid ima amfoterna svojstva. Pri interakciji sa kiselinama nastaju soli hroma (III): Cr 2 O 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +3H 2 O

Pri interakciji sa alkalijama u talini nastaju jedinjenja hroma (III) - hromiti (u nedostatku kiseonika): Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Krom(III) oksid je nerastvorljiv u vodi.

U redoks reakcijama, hrom(III) oksid se ponaša kao redukciono sredstvo:

Krom (VI) oksid CrO 3 - hrom anhidrid, je tamnocrveni igličasti kristali. Kada se zagrije na oko 200°C, razlaže se:

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

Lako se rastvara u vodi, budući da je kisele prirode, stvara hromne kiseline. Sa viškom vode nastaje hromna kiselina H 2 CrO 4:

CrO 3 +H 2 O=H 2 CrO 4

Pri visokoj koncentraciji CrO 3 nastaje dihromna kiselina H 2 Cr 2 O 7:

2CrO 3 +H 2 O=H 2 Cr 2 O 7

koji se, kada se razblaži, pretvara u hromnu kiselinu:

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

Kromne kiseline postoje samo u vodenoj otopini; nijedna od ovih kiselina nije izolirana u slobodnom stanju. Međutim, njihove soli su vrlo stabilne.

Krom(VI) oksid je jako oksidaciono sredstvo:

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

Oksidira jod, sumpor, fosfor, ugalj, pretvarajući se u Cr 2 O 3. CrO 3 se dobija djelovanjem viška koncentrirane sumporne kiseline na zasićenu vodeni rastvor natrijum dihromat: Na 2 Cr 2 O 7 +2H 2 SO 4 =2CrO 3 +2NaHSO 4 +H 2 O Treba napomenuti da je hrom (VI) oksid veoma toksičan.