Главная страница Случайная страница
Разделы сайта
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника
Москва 2012. - История -Положение металла в Периодической таблице Д.И.Менделеева
|
|
Содержание:
- История
-Положение металла в Периодической таблице Д.И.Менделеева.
- Степени окисления
- Как простое вещество
- Поведение метала в средах
- Корозия металла
История
В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил название «сибирский красный свинец», PbCrO4. Современное название — крокоит. В 1797 французский химик Л. Н. Воклен выделил из него новый тугоплавкий металл (скорее всего Воклен получил карбид хрома).
Происхождение названия
Название элемент получил от греч. χ ρ ῶ μ α — цвет, краска — из-за разнообразия окраски своих соединений. Плотность хрома – 7, 1 г/см3.
Температура плавления – 1857 °C.
Цвет хрома - серебристо-белый с синеватым оттенком. Металл отличается высокой твердостью (по твердости чистый хром уступает только вольфраму).
Положение металла в Периодической таблице Д.И.Менделеева.
Хром — элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром— твёрдый металл голубовато-белого цвета.
Хром в электрохимическом ряду напряжений расположен между цинком и железом (Zn Cr Fe) с левой стороны от водорода.
Степени окисления 
Соединения хрома в низших степенях окисления являются восстановителями, а в высших – окислителями. Более или менее устойчивыми являются степени окисления О, +II, +III, и +VI (из них самая устойчивая +III). Как и для марганца, условия протекания окислительно-восстановительных превращений соединений хрома можно изобразить в виде схемы  как простое вещество
Устойчив на воздухе за счёт пассивирования. По этой же причине не реагирует с серной и азотной кислотами. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома(III) Cr2O3, обладающего амфотерными свойствами.
Синтезированы соединения хрома с бором (бориды Cr2B, CrB, Cr3B4, CrB2, CrB4 и Cr5B3), с углеродом (карбиды Cr23C6, Cr7C3 и Cr3C2), c кремнием (силициды Cr3Si, Cr5Si3 и CrSi) и азотом (нитриды CrN и Cr2N). Соединения Cr(+2)
Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr2+ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr3+ или дихроматов цинком в кислой среде («водородом в момент выделения»):
Все эти соли Cr2+ — сильные восстановители вплоть до того, что при стоянии вытесняют водород из воды. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr2+ окисляется, в результате чего голубой раствор быстро зеленеет.
Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH)2 осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II).
Синтезированы дигалогениды хрома CrF2, CrCl2, CrBr2 и CrI2
Соединения Cr(+3)
Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr2O3 и гидроксид Cr(OH)3 (оба — зелёного цвета). Это — наиболее устойчивая степень окисления хрома. Соединения хрома в этой степени окисления имеют цвет от грязно-лилового (ион [Cr(H2O)6]3+ до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы).
Cr3+ склонен к образованию двойных сульфатов вида MICr(SO4)2·12H2O
Гидроксид хрома (III) получают, действуя аммиаком на растворы солей хрома (III):
Можно использовать растворы щелочей, но в их избытке образуется растворимый гидроксокомплекс:
Сплавляя Cr2O3 со щелочами получают хромиты:
Непрокаленный оксид хрома(III) растворяется в щелочных растворах и в кислотах:
При окислении соединений хрома(III) в щелочной среде образуются соединения хрома(VI):
То же самое происходит при сплавлении оксида хрома (III) со щелочью и окислителями, или со щелочью на воздухе (расплав при этом приобретает жёлтую окраску):
Соединения хрома (+4)
При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO3 в гидротермальных условиях получают оксид хрома(IV) CrO2, который является ферромагнетиком и обладает металлической проводимостью.
Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF4, тетрахлорид хрома CrCl4 существует только в парах.
Соединения хрома (+6)
Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид хрома (VI) CrO3 и целый ряд кислот, между которыми существует равновесие. Простейшие из них — хромовая H2CrO4 и двухромовая H2Cr2O7.
Оксид хрома (VI) CrO3 образуется при взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H2CrO4, дихромовую H2Cr2O7 и другие изополикислоты с общей формулой H2CrnO3n+1. Увеличение степени полимеризации происходит с уменьшением рН, то есть увеличением кислотности:
Но если к оранжевому раствору K2Cr2O7 прилить раствор щёлочи, как окраска вновь переходит в жёлтую так как снова образуется хромат K2CrO4:
До высокой степени полимеризации, как это происходит у вольфрама и молибдена, не доходит, так как полихромовая кислота распадается на оксид хрома(VI) и воду:
Растворимость хроматов примерно соответствует растворимости сульфатов. В частности, желтый хромат бария BaCrO4 выпадает при добавлении солей бария как к растворам хроматов, так и к растворам дихроматов:
Образование кроваво-красного малорастворимого хромата серебра используют для обнаружения серебра в сплавах при помощи пробирной кислоты.
Соединения хрома(VI) — сильные окислители, например:
Добавление к дихроматам перекиси водорода, серной кислоты и органического растворителя (эфира) приводит к образованию синего пероксида хрома CrO5L (L — молекула растворителя), который экстрагируется в органический слой; данная реакция используется как аналитическая.
Поведение металла в средах
Поведение хрома в кислотах характеризуется образованием на поверхности пассивирующей пленки. В результате происходит удаление водорода с поверхности хрома и последующее быстрое травление. Ионы Сг в водном растворе выполняют ту же самую роль, что и катодный потенциал. Будучи однажды депассивированной, поверхность хрома быстро растворяется почти во всех минеральных кислотах.
Поведение хрома зависит как от рН, так и от окислительно-восстановительного потенциала. На поведение хрома существенное влияние оказывают органические вещества. Таким поведением хрома, вероятно, объясняется очень малая распространенность силикатных минералов хрома в природе. Андерсен и Мэддок исследовали поведение радиоактивного хрома в растворе НС1О4, а Аперс и Хар-ботл - радиационную химию марганца. После облучения хлориридатов калия, натрия или а ммония было обнаружено около 13 ионных форм, большинство из которых производится от октаэдричеоких комплексов Ir (III), содержащих различное число ионов Сl, ОН - и молекул Н2О как лигандов. При критическом составе, при котором вакансии поверхностных атомов, по-видимому, заполнены, как в сплавах, содержащих менее 12 % Сг или более 88 % Fe, коррозионное поведение этого сплава подобно поведению железа. При содержании выше 12 % Сг d - электронные вакансии у хрома не заполнены, и тогда сплав является пассивным и его поведение подобно поведению хрома. Соединения, связывающие электроны (окислители), подобно HNO3, создают на поверхности дополнительные вакансии электронов, которые сдвигают критическое содержание хрома к более низким значениям. Сделано предположение, что растворенный в акорунде хром сегрегирует по межблочным границам. Это приводит к обогащению последних хромом и сильному структурному искажению. Такое поведение хрома связано с частичным восстановлением хромистого электрокорундового расплава углеродом электродов дуговых печей. Коррозия хрома Коррозия хрома – разрушение металла под воздействием окружающей среды. Стандартный электродный потенциал хрома -0, 7 В для процесса Cr + 2e > Cr2+. Чистый хром, благодаря образованию на его поверхности окиси (оксидной пленки), отличается высокой коррозионной стойкостью во многих средах. |
|
|