Хром и его соединения

Размещено на http://www.allbest.ru/

Реферат

Данная курсовая работа состоит из 33 страниц. Включает в себя следующие пункты: РЕФЕРАТ, ИСТОРИЯ ОТКРЫТИЯ, НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ, ХАРАКТЕРИСТИКА ПРОСТОГО ВЕЩЕСТВА И ПРОМЫШЛЕННОЕ ПОЛУЧЕНИЕ МЕТАЛЛИЧЕСКОГО ХРОМА, СОЕДИНЕНИЯ, ПРИМЕНЕНИЕ И БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ ХРОМА; также присутствует вывод для подведения итогов работы. В конце курсовой работы представлен список использованной литературы, который состоит из 6 пунктов.

Объектом исследования является хром и его соединения. Целью курсовой работы является изучение и описание свойств хрома и его соединений. Кроме теоретической части, присутствует также экспериментальная часть, которая позволяет более полно изучить объект исследования. Данная курсовая работа может быть использована в качестве дополнительной литературы студентами, изучающими неорганическую химию.

Ключевые слова: ХРОМ, СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА (II), СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА (III), СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА (VI). ХРОМИРОВАНИЕ, ХРОМОВЫЕ СПЛАВЫ.

Реферат

Ця курсова робота складається з 33 сторінок. Включає в себе наступні розділи: РЕФЕРАТ, ІСТОРІЯ ВІДКРИТТЯ, ЗНАХОДЖЕННЯ В ПРИРОДІ, ХАРАКТЕРИСТИКА ПРОСТОЇ РЕЧОВИНИ ТА ПРОМИСЛОВЕ ОДЕРЖАННЯ МЕТАЛІЧНОГО ХРОМУ, СПОЛУКИ, ЗАСТОСУВАННЯ ТА БІОЛОГІЧНА РОЛЬ ХРОМА; також є висновок для підведення підсумків роботи. В кінці курсової роботи представлений список використаної літератури, який складається з 6 пунктів.

Об'єктом дослідження є хром та його сполуки. Метою курсової роботи є вивчення та описання властивостей хрому та його сполук. Крім теоретичної частини в роботі є також експериментальна частина, яка дозволяє більш повно вивчити об'єкт дослідження. Ця курсова робота може бути використана в якості допоміжної літератури студентами, які вивчають неорганічну хімію.

Ключові слова: ХРОМ, СПОЛУКИ ХРОМУ (II), СПОЛУКИ ХРОМУ (III), СПОЛУКИ ХРОМУ (VI), ХРОМУВАННЯ, ХРОМОВІ СПЛАВИ.

Abstract

Given term paper consist of 33 pages. The following points are included: ABSTRACT, THE HISTORY OF DISCOVERY, THE FINDING IN NATURE, CHARACTERISTIC OF ELEMENTARY SUBSTANCE AND INDUSTRIAL OBTAINING OF METALLIC CHROMIUM, COMPOUNDS, PROPRETIES AND BIOLOGICAL FUNCTION OF CHROMIUM; conclusion for summing up of the results of work also is present. At the end of the term paper is represented the list of the literature used, which consists of 6 points.

Chromium and its compounds is the subject of a study. The purpose of term paper is study and description of the properties of chromium and its compounds. Besides theoretical part, is present also the experimental part, which makes it possible to more fully learn the subject of a study. This course work can be used as the additional literature by students, who study inorganic chemistry.

The keywords: CHROMIUM, THE COMPOUNDS OF CHROMIUM (THE II), COMPOUNDS OF CHROMIUM (THE III), COMPOUNDS OF CHROMIUM (VI). CHROMIUM PLATING, CHROMIUM ALLOYS.

Содержание

1. История открытия

2. Нахождение в природе

3. Характеристика простого вещества и промышленное поучение металлического хрома

4. Соединения хрома

4.1 Соединения Cr(II)

4.2 Соединения Cr(III)

4.3 Соединения Cr(VI)

4.4 Карбонилы хрома

5. Экспериментальная часть

6. Применение хрома и его соединений

6.1 Хромирование

6.1.1 Электролитический способ хромирования

6.1.2 Диффузионный способ хромирования

6.2 Хромовые сплавы

7. Биологическая роль хрома

Вывод

Список литературы

1 .История открытия

Впервые хром был получен из крокоита (хромата свинца) в 1797 г. Л. Н. Вокеленом. До этого, в 1766 г., Леман описал новый минерал, найденный на Урале на Березовском руднике. Новый минерал имел множество различных названий: сибирский красный свинец, красная свинцовая руда, каллохром, леманит, березовит. Название "крокоит" произошло от греческого слова, означающего шафран, и впервые было использовано в 1841 г. немецким ученым Брейтгауптом. В 1797 г. Вокелен провел анализ крокоита. Для этого он поместил растертый в порошок минерал в раствор карбоната калия и прокипятил. В результате, он получил карбонат свинца и желтый раствор калиевой соли неизвестной кислоты (хромат калия). При взаимодействии полученного раствора с солью ртути (II) выпадал красный осадок (хромат ртути (II)), при взаимодействии с солью свинца выпадал желтый осадок (хромат свинца), а при добавлении к раствору хлорида олова раствор приобретал зеленый цвет (хлорид хрома (III)). Затем, осадив свинец из крокоита соляной кислотой и отфильтровав осадок, Воклен упарил раствор и, смешав выпавшие красные кристаллы (оксид хрома (VI)) с углем, нагрел до высокой температуры. В результате он обнаружил множество серых сросшихся металлических иголок. Так впервые был получен элемент, получивший название "хром" (от греч. чс?мб -- цвет) за разнообразные цвета его соединений. В 1854 году удалось получить чистый металлический хром электролизом водных растворов хлорида хрома. В металлургии, где расход хрома для легирования сталей очень велик, используют не сам хром, а его сплав с железом - феррохром, в котором содержание хрома около 60%. Впервые феррохром был получен в 1820 году восстановлением смеси оксидов железа и хрома древесным углем в тигле. В 1865 году был выдан первый патент на хромистую сталь.

2. Нахождение в природе

Хром - довольно распространенный элемент на Земле. Его среднее содержание в земной коре составляет 8,3·10-³ %. Хром никогда не встречается в свободном состоянии. Из хромовых руд практическое значение имеет только хромит FeCr₂O₄, относящийся к шпинелям. Шпинели могут образовывать друг с другом твердые растворы, поэтому в природе отдельно или в качестве примесей к хромиту встречаются также магнохромит (Mg,Fe)Cr₂O₄, алюмохромит Fe(Cr,Al)₂O₄, хромпикотит (Mg,Fe)(Cr,Al)₂O₄ - все они относятся к классу хромшпинелидов. Помимо шпинелидов, хром встречается во многих значительно менее распространенных минералах, например, меланохроите 3PbO·2Cr₂O₃, вокелените 2(Pb,Cu)CrO₄(Pb,Cu)₃(PO₄)₂, тарапакаите K₂CrO₄, дитцеите CaIO₃·CaCrO₄ и других.

Его выявленные ресурсы оценены в 47 странах мира и составляют 15 миллиардов тонн. Первое место по запасам хромита занимает ЮАР (76% от разведанных мировых запасов), где наибольшее значение имеет группа Бушвельдских месторождений, содержание хромовой руды в которых составляет 1 миллиард тонн. Второе место в мире по ресурсам хромита занимает Казахстан (9% от мировых запасов), хромовые руды там очень высокого качества. Все ресурсы хромита в Казахстане сосредоточены в Актюбинской области (Кемпирсайский массив с запасами 300 млн. тонн); месторождения разрабатываются с конца 1930-х годов. Третье место занимает Зимбабве (6% от мировых запасов). Кроме того, значительными ресурсами хромита обладают США, Индия, Филиппины, Турция, Мадагаскар, Бразилия. В России довольно крупные залежи хромита встречаются на Урале (Сарановское, Верблюжьегорское, Алапаевское, Монетная дача, Халиловское и другие месторождения).

В начале XIX в. основным источником хромита являлись уральские месторождения, но в 1827 г. американец Исаак Тисон (Isaac Tyson) обнаружил крупное месторождение хромовой руды на границе Мериленда и Пенсильвании, став монополистом в области добычи на долгие годы. В 1848 г. залежи хромита высокого качества были найдены в Турции, неподалеку от Бурсы. После истощения запасов в Мериленде Турция являлась лидером по добыче хромитов, пока в 1906 эстафету не перехватили Индия и ЮАР.

Сейчас в мире ежегодно добывается 11-14 миллионов тонн хромитов. Ведущее место по добыче хромовой руды занимает ЮАР (около 6 млн. тонн ежегодно), за ней следует Казахстан, обеспечивая 20% мировых потребностей. Из-за большой глубины залегания хромовой руды ее обычно добывают шахтным способом (85%), но иногда практикуется и открытая (карьерная) добыча, например, в Финляндии и на Мадагаскаре. Обычно добываемые руды относятся к категории достаточно качественных и нуждаются только в механической сортировке. Часто обогащать хромиты нецелесообразно, так как при этом можно повысить только содержание Cr₂O₃, а отношение Fe:Cr остается без изменения. Цена хромита на мировом рынке колеблется в пределах 40-120 долларов США за тонну.

3. Характеристика простого вещества и промышленное поучение металлического хрома

Хром - серебристый металл с плотностью 7200 кг/м³. По результатам современных измерений температура плавления хрома равняется 1907° С. Температура кипения 2671° С. Совершенно чистый (без газовых примесей и углерода) хром довольно вязок, ковок и тягуч.

При малейшем загрязнении углеродом, водородом, азотом и т.д. становится хрупким, ломким и твердым. Химически хром довольно инертен вследствие образования на его поверхности прочной тонкой пленки оксида. Он не окисляется на воздухе даже в присутствии влаги, а при нагревании окисление проходит только на поверхности.

Хром пассивируется разбавленной и концентрированной азотной кислотой, царской водкой, и даже при кипячении металла с этими реагентами растворяется лишь незначительно. Пассивированный азотной кислотой хром, в отличие от металла без защитного слоя, не растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах даже при длительном кипячении в растворах этих кислот.

Тем не менее, в определенный момент начинается быстрое растворение, сопровождающееся вспениванием от выделяющегося водорода - из пассивной формы хром переходит в активированную, не защищенную пленкой оксида:

Cr + 2HCl > CrCl₂ + H₂.

Если в процессе растворения добавить азотной кислоты, то реакция сразу прекращается - хром снова пассивируется.

При нагревании металлический хром соединяется с галогенами, серой, кремнием, бором, углеродом и некоторыми другими элементами:

Cr + 2F₂ > CrF₄ (с примесью CrF₅)

2Cr + 3Cl₂ > 2CrCl₃

2Cr + 3S > Cr₂S₃

При нагревании хрома с расплавленной содой на воздухе, нитратами или хлоратами щелочных металлов получаются соответствующие хроматы(VI):

2Cr + 2Na₂CO₃ + 3O₂ > 2Na₂CrO₄ + 2CO₂.

Для получения хрома необходимо из хромистого железняка получить возможно более чистый оксид хрома (III), а из него хром получают алюмотермическим восстановлением:

Cr₂O₃ + 2Al > 2Cr + 2Al₂O₃.

Хром, получающийся этим способом, обычно содержит 0,015-0,02% С; 0,02% S и 0,25-0,40% Fe, а массовая доля основного вещества в нем составляет 99,1-99,4%. Он очень хрупок и легко размалывается в порошок.

При получении высокочистого хрома используются электролитические методы, возможность этого в 1854 г. показал Бунзен, подвергший электролизу водный раствор хлорида хрома. Сейчас электролизу подвергают смеси хромового ангидрида или хромоаммонийных квасцов с разбавленной серной кислотой. Выделяющийся в процессе электролиза хром содержит растворенные газы в качестве примесей. Современные технологии позволяют получать в промышленном масштабе металл чистотой 99,90-99,995% .

Есть еще несколько менее значимых способов получения металлического хрома. Силикотермическое восстановление основано на реакции:

2Cr₂O₃ + 3Si + 3CaO > 4Cr + 3CaSiO₃.

Восстановление кремнием требует проведения процесса в дуговой печи. Добавка негашеной извести позволяет перевести тугоплавкий диоксид кремния в легкоплавкий шлак силикат кальция.

Восстановление оксида хрома(III) углем применяется для получения высокоуглеродистого хрома, предназначенного для производства специальных сплавов. Процесс также ведется в электродуговой печи.

Хром можно также получать восстановлением Cr₂O₃ водородом при 1500° С, восстановлением безводного CrCl₃ водородом, щелочными или щелочноземельными металлами, магнием и цинком.

Сегодня общий объем потребления чистого хрома (не менее 99% Cr) составляет около 15 тысяч тонн, из них около трети приходится на электролитический хром. Первое место по объемам потребления занимают США (50%), второе - страны Европы (25%), третье - Япония.

4. Соединения хрома

Соединения хрома очень разнообразны по цвету: белые, синие, зеленые, коричневые, красные, желтые, оранжевые, фиолетовые и черные. Хром образует множество соединений, в которых он может находиться во всех степенях окисления от 0 до +6. Соединения двухвалентного хрома малоустойчивы. Наиболее устойчивы производные хрома (III). Также довольно устойчивыми являются соединения Cr(VI). Но они легко восстанавливаются до соединений трехвалентного хрома довольно слабыми восстановителями (йодоводород, сероводород, спирт).

4.1 Соединения хрома (II)

Для хрома в степени окисления +2 характерно координационное число 6. В этой степени окисления хром имеет небольшое количество соединений (дигалиды CrHal₂, оксид CrO и соответствующий ему гидроксид Cr(OH)₂). Водные растворы соединений хрома(II) небесно-голубого цвета, тогда как безводные соли бесцветны. Все соединения хрома (II) являются сильными восстановителями. Ион Cr²⁺ подобно активным металлам способен восстанавливать водород из воды, переходя в производные Cr(+3):

2CrCl₂ + 2H₂O > 2Cr(OH)Cl₂ + H₂

Хлорид хрома (II) CrCl₂. В безводном состоянии представляет собой белые кристаллы с шелковистым блеском. В парообразном состоянии даже при температуре выше 1500° С образует двойные молекулы Cr₂Cl₄. В сухом воздухе довольно устойчив, а в присутствии влаги жадно поглощает кислород, образуя Cr₂OCl₄.

Безводная соль получается путем взаимодействия хрома с газообразным хлороводородом при температуре красного каления или восстановлением безводного хлорида хрома(III) водородом при 450° С:

Cr + 2HCl > CrCl₂ + H₂

2CrCl₃ + H₂ > 2CrCl₂ + 2HCl.

С аммиаком хлорид хрома (II) образует соединения CrCl₂ * 6NH₃ (темно-голубой), CrCl₂ * 5NH₃ (фиолетовый), CrCl₂ * 3NH₃ (светло-голубой), CrCl₂ * 2NH₃ (светло-зеленый), CrCl₂ * NH₃ (светло-зеленый).

Хлорид хрома(II) используется в газовом анализе для количественного поглощения О₂. Находит ограниченное применение при получении хрома электролизом расплавов солей и хроматометрии.

Оксид хрома(II) CrO (черный) образуется при свободном окислении хрома, растворенного в ртути, на воздухе. При небольшом нагревании CrO диспропорционирует:

3CrO > Cr₂O₃ + Cr.

При сильном нагревании в токе водорода CrO восстанавливается до металла.

Гидроксид хрома(II) Cr(OH)₂ (желтого цвета) получают взаимодействием дихлорида хрома со щелочами, в отсутствие кислорода воздуха:

CrCl₂ + 2NaOH > Cr(OH)₂ + 2NaCl.

Обладает только основными свойствами и легко растворяется в кислотах с образованием соответствующих солей Cr(+2):

Cr(OH)₂ + 2HCl > CrCl₂ + 2H₂O.

4.2 Соединения хрома (III)

Оксид хрома(III) Cr₂O₃ представляет собой темно-зеленый порошок, а в кристаллическом состоянии - черный с металлическим блеском. Нерастворим в воде. Его можно получить при непосредственном взаимодействии элементов:

4Cr + 3O₂ > 2Cr₂O₃,

прокаливанием нитрата хрома(III) или хромового ангидрида:

4Cr(NO₃)₃ > 2Cr₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂,

4CrO₃ > 2Cr₂O₃ + 3O₂,

разложением хромата или дихромата аммония:

(NH₄)₂Cr₂O₇ > Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O,

K₂Cr₂O₇ + S > Cr₂O₃ + K₂SO₄,

K₂Cr₂O₇ + 2C > Cr₂O₃ + K₂CO₃ + CO.

Оксид хрома(III) проявляет амфотерные свойства, но весьма инертен, и его трудно растворить в водных растворах кислот и щелочей:

Cr₂O₃ + 6HCl > 2CrCl₃ + 3H₂O,

Cr₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O > 2Na₃[Cr(OH)₆].

При сплавлении с гидроксидами или карбонатами щелочных металлов переходит в соответствующие хроматы:

Cr₂O₃ + 4KOH + KClO₃ > 2K₂CrO₄ + KCl + 2H₂O.

Подобное взаимодействие с производными щелочных и щелочно-земельных металлов, магния и Fe (+2) приводит к образованию хромовых шпинелей M^IICr₂O₄.

А при сплавлении с дисульфатом калия образует сульфат хрома (III). Сначала при нагревании K₂S₂O₇ разлагается на сульфат калия и оксид серы (VI):

K₂S₂O₇ > K₂SO₄ + SO₃,

который, взаимодействуя с Cr₂O₃, образует сульфат хрома (III):

3SO₃ + Cr₂O₃ > Cr₂(SO₄)₃.

Гидрат оксида хрома (III) Cr₂O₃ * nH₂O, содержащий переменное количество воды, обычно называется гидроксидом хрома. Его можно получить косвенным путем при взаимодействии раствора аммиака с раствором соли Cr(+3):

CrCl₃ + 3(NH₃ * H₂O) > Cr(OH)₃ + 3NH₄Cl.

Представляет собой малорастворимый в воде осадок темно-зеленого цвета. При стоянии теряет воду, образуются связи Cr - O - Cr, вследствие чего гидроксида хрома теряет свою активность. Свежеполученный Cr(OH)₃ хорошо растворяется в растворах кислот и щелочей:

Cr(OH)₃ + 3HCl > CrCl₃ + 3H₂O,

Cr(OH)₃ + 3NaOH > 2Na₃[Cr(OH)₆]

Хлорид хрома(III) CrCl₃. В безводном состоянии кристаллическое вещество, имеющее окраску близкую к фиолетовой, трудно растворимое в воде, спирте, эфире даже при кипячении. Однако в присутствии CrCl₂ растворение в воде наступает быстро с большим выделением тепла. Может быть получен при взаимодействии элементов при температуре красного каления:

2Cr + 3Cl₂ > 2CrCl₃,

обработкой хлором смеси оксида металла и угля при 700-800° С:

Cr₂O₃ + 3C + 3Cl₂ > 2CrCl₃ + 3CO,

или взаимодействием Cr₂O₃ с парами CCl₄ при 700-800° С:

2Cr₂O₃ + 3CCl₄ > 4CrCl₃ + 3CO₂.

Безводный хлорид хрома применяется для нанесения покрытий хрома на стали химическим осаждением из газовой фазы, является составной частью некоторых катализаторов. Гидраты CrCl₃ - протрава при крашении тканей. Хлорид хрома(III) токсичен.

По своей структуре и свойствам безводные соединения хрома существенно отличаются от соответствующих кристаллогидратов. Например, CrCl₃ полимерен, а кристалл CrCl₃ * 6H₂O имеет островную структуру. Также, CrCl₃ в воде растворяется довольно медленно, в отличие от соответствующего кристаллогидрата. Аналогично сульфат хрома (III) розового цвета в воде растворяется плохо, а его кристаллогидрат (Cr₂(SO₄)₃ * 18H₂O) фиолетового цвета - хорошо.

В растворе соли хрома (III) подвержены гидролизу. Как первую стадию гидролиза можно рассматривать образование гидроксопентааквакомплекса [Cr(OH)(H₂O)₅]²⁺. При попытке получить в водном растворе по обменным реакциям Cr₂S₃ или Cr₂(CO₃)₃ вследствие гидролиза выделяется гидроксид:

хром металлический соединение диффузионный электролитический

2Cr³⁺ + 3CO₃^2- + 3H₂O > Cr(OH)₃ + 3CO₂.

Кроме аквакомплексов для хрома (III) известны катионные амминокомплексы [Cr(NH₃)₆]³⁺ (фиолетового цвета). Аммиакаты в твердом состоянии устойчивы. В водных растворах они постепенно разрушаются:

[Cr(NH₃)₆]Cl₃ + 3H₂O ? Cr(OH)₃ + 3NH₄Cl + 3NH₃.

Поэтому получение аммиакатов легче всего осуществить в неводных растворах или в жидком аммиаке.

Производные анионных комплексов хрома (III) весьма разнообразны. Получают их следующими способами:

3KOH + Cr(OH)₃ > K₃[Cr(OH)₆] - зеленый гексагидроксохромат (III) калия

3KCl + CrCl₃ > K₃[CrCl₆] - розово-красный гексахлорохромат (III) калия

3H₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ > 2H₃[Cr(SO₄)₃] - желтый трисульфатохромат (III) калия

Ионы [Cr(OH)₆]^3- окрашены в изумрудно-зеленый цвет. Гидроксохроматы (III) устойчивы в твердом состоянии, а в растворах - лишь при большом избытке щелочи. В чистой воде они разрушаются. Более устойчив, например, ион [Cr(SO₄)₃]^3-, так как при действии на раствор H₃[Cr(SO₄)₃] хлорида бария, осадок BaSO₄ выпадает лишь при нагревании раствора.

Хромовые квасцы. Из смешанного раствора сульфата хрома (III) и сульфата калия кристаллизуется двойная соль KCr(SO₄)₂ * 12H₂O, которая по составу и кристаллической структуре полностью соответствует квасцам KAl(SO₄)₂ * 12H₂O. Эту двойную соль называют хромовыми (хромокалиевыми) квасцами.

Хромовые квасцы представляют собой темно-фиолетовые кристаллы, довольно хорошо растворимые в воде. Они могут быть получены при выпаривании водного раствора, содержащего стехиометрическую смесь сульфатов калия и хрома:

Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 24H₂O > K₂SO₄ * Cr₂(SO₄)₃ * 24H₂O,

или восстановлением дихромата калия этанолом:

K₂Cr₂O₇ + 3C₂H₅OH + 4H₂SO₄ + 17H₂O > K₂SO₄*Cr₂(SO₄)₃*24H₂O +

+ 3CH₃CHO.

В технике хромовые квасцы получают как побочный продукт при многих процессах, в которых используется бихромат калия. Кроме хромокалиевых квасцов известны также другие двойные соли, в которых вместо сульфата калия присутствуют сульфаты других одновалентных металлов или радикалов.

Хромокалиевые квасцы применяются главным образом при дублении кожи, в текстильной и красильной промышленностях.

4.3 Соединения хрома (VI)

Степень окисления хрома +6 проявляется в галогенидах, оксогалогенидах, оксидах и отвечающих им анионных комплексах. Для хрома (VI) характерно координационное число 4, что отвечает тетраэдрическому строению его анионных комплексов и структурных единиц.

Оксид хрома (VI) (хромовый ангидрид), CrO₃, представляет собой расплывающиеся на воздухе красные кристаллы, легко растворимые в воде. Оксид хрома (VI) очень ядовит (I класс опасности), смертельная доза для человека составляет 0,6 г.

Легче всего CrO₃ получается при добавлении концентрированной серной кислоты к раствору дихромата натрия или калия:

К₂Cr₂O₇ + H₂SO₄(конц.) > 2CrO₃ + К₂SO₄ + H₂O,

При растворении в воде, в зависимости от концентрации, образует хромовые кислоты различного состава:

CrO₃ + H₂O > H₂CrO₄ (желтый раствор)

2CrO₃ + H₂O > H₂Cr₂O₇ (оранжевый раствор)

3CrO₃ + H₂O > H₂Cr₃O₁₀ (красный раствор)

При нагревании выше 250 °C разлагается с образованием оксида хрома(III) и кислорода:

4CrO₃ > 2Cr₂O₃ + 3O₂.

Как и все соединения Cr(VI), CrO₃ является сильным окислителем (восстанавливается до Cr₂O₃). Например, этанол, ацетон и многие другие органические вещества самовоспламеняются или даже взрываются при контакте с ним.

Область применения: отбеливание различных материалов, пигмент в производстве стекла, протрава при крашении тканей, компонент пассивирующих растворов для металлов, полупродукт в электролитическом получении хрома.

Хромат калия K₂CrO₄. Светло-желтые кристаллы, хорошо растворимые в воде. Может быть получен при сплавлении Cr₂O₃ с KOH в присутствии окислителей:

CrO₃ + 2KOH > K₂CrO₄ + H₂O

окислением щелочных растворов Cr³⁺:

2K[Cr(OH)₄] + 3Cl₂ + 8KOH > 2K₂CrO₄ + 6KCl + 8H₂O

подщелачиванием раствора дихромата калия:

K₂Cr₂O₇ + 2KOH > 2K₂CrO₄ + H₂O.

Хромат калия, как и все соединения хрома (VI), - сильный окислитель. Применяется при дублении кож, отбеливании воска, как протрава в текстильной промышленности, в производстве красителей. ПДК 0,01 мг/м³ (в пересчете на CrO₃).

Дихромат калия (хромпик) K₂Cr₂O₇. Оранжевое кристаллическое вещество, умеренно растворимое в воде (13% при 25°). Получается при подкислении водного раствора хромата калия:

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ > K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

взаимодействием гидроксида или карбоната калия с хромовым ангидридом:

2CrO₃ + 2KOH > K₂Cr₂O₇ + H₂O

2CrO₃ + K₂CO₃ > K₂Cr₂O₇ + CO₂.

Дихромат калия - сильный окислитель, ядовит.

Области применения: в производстве спичек, при дублении кож, протрава при крашении тканей, в лабораторной практике, ингибитор коррозии металлов и сплавов. Широко известна так называемая хромовая смесь, содержащая дихромат калия, концентрированную серную кислоту и немного воды. Хромовая смесь находит применение в лабораторной практике в качестве эффективного средства для мытья химического стекла, обращаться с ней нужно крайне осторожно.

4.4 Карбонилы хрома

Для хрома известен карбонил состава Cr(CO)₆. Это бесцветное легко возгоняющееся твердое вещество (т. пл. 150 - 170°С).

В нулевой степени окисления атомам хрома соответствует электронная конфигурация d⁶:

За счет шести свободных орбиталей Cr(0) присоединяет 6 молекул СО. Стабилизация Cr(CO)₆ достигается за счет р - дативного взаимодействия Cr CO, в котором принимают участие 3d -электронные пары атома хрома и свободные р^разр - орбитали молекул СО.

5. Экспериментальная часть

ТЕМА: "ХРОМОКАЛИЕВЫЕ КВАСЦЫ"

ЦЕЛЬ: Получить хромокалиевые квасцы и изучить их свойства

Получение хромокалиевых квасцов основано на реакции восстановления бихромата калия спиртом в растворе H₂SO₄ и на последующей совместной кристаллизации сульфата калия и сульфата хрома (III).

ВЫПОЛНЕНИЕ РАБОТЫ:

1. В 25 мл воды растворить 5 г K₂Cr₂O₇ и к полученному раствору небольшими порциями прилить полуторное, по сравнению с теоретическим, количество серной кислоты.

2. Смесь охладить водой до комнатной температуры, а затем, помешивая, по каплям прилить 5 мл этилового спирта.

3. По окончании реакции раствор оставить на несколько дней для кристаллизации.

4. Выпавшие кристаллы отфильтровать и высушить на воздухе.

5. Выбрать хорошо образованный кристаллик квасцов, прикрепить его ниткой к палочке и опустить в маточный раствор. Наблюдать за ростом кристаллов.

2K₂Cr₂O₇ + 3C₂H₅OH + 8H₂SO₄ = 2K₂SO₄ + 2Cr₂(SO₄)₃ + 3CH₃COOH + 11H₂O

Cr₂O₇^2- + 6з + 14H⁺ > 2Cr³⁺ + 7H₂O 2

CH₃-C⁺¹H₂-OH + H₂O - 4з > CH₃C⁺³OOH + 4H⁺ 3

н (K₂Cr₂O₇) = 5/ 294 = 0.017 моль

x = 0.068 моль H₂SO₄

m (H₂SO₄) = 0.068 * 98 = 6.664 г

V (H₂SO₄) = 6.664/ 1.98 = 3.37 мл ? 3.5 мл

V (H₂SO₄) = 3.5 * 1.5 = 5.25 мл ? 5.5 мл

н (K₂Cr₂O₇) = н (Cr₂(SO₄)₃) = 0.017 моль

m (K₂Cr₂O₇) = (39 * 2 + 32 +16 * 4) * 0.017 ? 3 г

m (Cr₂(SO₄)₃) = (52 * 2 + (32 +16 * 4) * 3) * 0.017 ? 7 г

н (H₂O) = (0.017 * 11) / 2 = 0.09 моль

m (H₂O) = 0.09 * 18 = 1.6 г

m_теор. (KCr(SO₄)₂ * 12H₂O) = 3 + 7 + 1.6 = 11.6 г

m_пр. (KCr(SO₄)₂ * 12H₂O) =

выход =

ИЗУЧИТЬ И ОПИСАТЬ СВОЙСТВА КВАСЦОВ:

1. При растворении кристаллов в воде раствор окрашивается в зеленый цвет. В растворе содержатся ионы [K(OH₂)] ⁺ , [Cr(OH₂)₆]³⁺, SO₄^2-. При нагревании раствора до кипения цвет раствора меняется с зеленого на темно-зеленый, потому что образуется [Cr(OH₂)₆]₂ (SO₄)₃:

2[Cr(OH₂)₆]³⁺ + 3SO₄^2- > [Cr(OH₂)₆]₂ (SO₄)₃.

Ионы Cr³⁺ окрашивают раствор в темно-зеленый цвет.

2. Синяя лакмусовая бумажка становится красной (сильнокислая среда), так как в растворе присутствуют ионы Н⁺:

[Cr(OH₂)₆]³⁺ - [Cr(ОН)(OH₂)₅]²⁺ + Н⁺ - [Cr(ОН)₂(OH₂)₄]⁺ + 2Н⁺ - - [Cr(ОН)₃(OH₂)₃]⁰.

3. Cr₂(SO₄)₃ +6NaOH > 2Cr(OH)₃v + 3Na₂SO₄

Cr(OH)₃v + 3NaOH > Na₃[Cr(OH)₆]

Cr(OH)₃v + 3HCl > CrCl₃ + 3H₂O

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами, поэтому растворяется и в кислотах, и в щелочах.

Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂S + 6H₂O > 2Cr(OH)₃v + 3Na₂SO₄ + 3H₂S^

Cr₂S₃ в растворе не образуется из-за гидролиза, в результате которого образуется H₂S и Cr(OH)₃.

4. K₂SO₄ * Cr₂(SO₄)₃ * 24H₂O > K₂SO₄ * Cr₂(SO₄)₃ + 24H₂O

Cr₂(SO₄)₃ + 12H₂O > [Cr(OH₂)₆]₂(SO₄)₃

Cr₂(SO₄)₃ + 6NaOH > 2Cr(OH)₃v + 3Na₂SO₄

Cr₂(SO₄)₃ + HCl >

Cr₂(SO₄)₃ с кислотами не взаимодействует, так как обладает кислотными свойствами.

ВЫВОД: получили хромокалиевые квасцы и исследовали их свойства

6. Применение хрома и его соединений

Основная часть добываемой в мире хромистой руды поступает сегодня на ферросплавные заводы, где выплавляются различные сорта феррохрома и металлического хрома. В химической промышленности используют хромиты для получения бихроматов калия и натрия, а также хромовых квасцов, которые применяются для дубления кожи, придающего ей красивый блеск и прочность. Хромиты широко используют в огнеупорной промышленности для изготовления огнеупорного хромитового и хромомагнезитового кирпича. Такой кирпич химически пассивен, устойчив при температурах выше 2200 °С, хорошо выдерживает резкие колебания температур. Магнезитохромитовый кирпич - отличный огнеупорный материал для футеровки (защитной внутренней облицовки) мартеновских печей и других металлургических агрегатов. Своды из хромомагнезитового кирпича выдерживают вдвое больше плавок, чем своды из упорного кварцевого материала. Растворимые в воде хроматы натрия и калия применяются в текстильном и кожевенном производстве как консерванты древесины (они уничтожают древесные грибки). Хромовая смесь - сернокислый раствор бихромата калия или натрия используется для мытья химической посуды в лабораториях. Наиболее часто применяется раствор содержащей по массе приблизительно 12 частей K₂Cr₂O₇, 70 частей воды и 22 части H₂SO₄. Хром применяется в производстве красителей для стекольной, керамической и текстильной промышленностей. Нерастворимые хроматы некоторых металлов (PbCrO₄, ZnCrO₄, SrCrO₄) - прекрасные художественные краски. Богатством оттенков - от розово-красного до фиолетового славится SnCrO₄, используемый в живописи по фарфору.

В мире драгоценных камней рубину принадлежит второе место после алмаза. Технология получения искусственного рубина заключается в следующем: в оксид алюминия Al₂O₃ вводят дозированную добавку оксида хрома (III), которая придает рубину такую характерную окраску.

Твердость кристаллов оксида хрома(III) соизмерима с твердостью корунда, поэтому Cr₂O₃ является действующим началом многих шлифовальных и притирочных паст в машиностроении, оптической, ювелирной и часовой промышленности. Его также применяют в качестве зеленого пигмента в живописи и для окрашивания некоторых стекол, как катализатор гидрирования и дегидрирования некоторых органических соединений. Замена в рабочем слое магнитофонной пленки оксида железа на частицы оксида хрома (III) позволила резко улучшить качество звучания, пленка стала надежнее в работе. Оксид хрома(III) довольно токсичен. Попадая на кожу, способен вызывать экзему и другие кожные заболевания. Особенно опасно вдыхание аэрозоля оксида, так как это может вызвать тяжелые заболевания. ПДК 0,01 мг/м³.

6.1 Хромирование

6.1.1 Электролитический способ хромирования

Известно, что хром хорошо сопротивляется окислению на воздухе, не взаимодействует с кислотами, и самое главное, не имеет конкурентов по степени твердости среди металлов. Сначала, тонкий слой этого металла попробовали электролитически осаждать на поверхность изделий из других материалов, чтобы предохранить их от коррозии, царапин и различных повреждений. Но хромовые покрытия оказались пористыми и легко отслаивались. И лишь в начале XIX века проблема была решена. Дело в том, что использовавшийся трехвалентный хром, содержащийся в электролите, не мог создать нужного покрытия. Опыт удался, когда стали использовать электролит, содержащий шестивалентный хром. В качестве электролита начали применять хромовую кислоту.

Иногда хромовое покрытие используют в декоративных целях - для отделки часов, дверных ручек и других предметов, не подвергающихся серьезной опасности. В таких случаях на изделие наносят тончайший слой хрома (0,0002-0,0005 миллиметра). Толщина защитных покрытий на некоторых наружных деталях автомобилей, мотоциклов, велосипедов составляет до 0,1 миллиметра.

Литовскими химиками был разработан способ многослойного покрытия, для особо ответственных деталей. Верхний слой этого покрытия состоит из хрома и по внешнему виду напоминает кольчугу. В процессе эксплуатации на этот слой приходится вся нагрузка, но пройдут многие годы, прежде чем он начнет окисляться.

Изделия из пластмасс так же подвергаются хромированию. Так полистирол, широко известный полимер, заключенный в хромовую оболочку, стал намного прочнее, для него оказались менее страшными истирание, удары и изгибы.

6.1.2 Диффузионный способ хромирования

Принципиальное его отличие в том, что он протекает не в гальванических ваннах, а в печах. Первоначально стальную деталь помещали в порошок хрома и нагревали в восстановительной атмосфере до высоких температур. На поверхности детали при таком способе появлялся обогащенный хромом слой, по твердости и коррозионной стойкости значительно превосходящий сталь, из которой сделана деталь. Недостатком такого способа являлось то, что при температуре примерно 1000°С хромовый порошок на поверхности покрываемого металла образуются карбиды, препятствующие диффузии хрома в сталь. Потому для этой цели начали использовать летучие галоидные соли хрома, вместо порошка. Соли хрома, так называемый хлорид или иодид, позволяют снизить температуру процесса. Получают хлорид (йодид) хрома непосредственно в установке для хромирования, пропуская пары соответствующей галогенодоводородной кислоты через порошкообразный хром или феррохром. При этом образуется газообразный хлорид, который обволакивает хромируемое изделие, и поверхностный слой насыщается хромом. С основным материалом такое покрытие гораздо прочнее связано, чем гальваническое.

6.2 Хромовые сплавы

Феррохром - это чистый сплав хрома с железом. Хром в таком сплаве вводится в жидкую сталь для ее легирования. Однако, температура плавления хрома выше, чем у стали и вводить его в сталь в чистом виде весьма затруднительно. У феррохрома же температура плавления такая же, как у стали, или ниже.

Стеллит - сплав хрома и кобальта. Применяется в металлообрабатывающей промышленности. Его хорошо использовать для изготовления режущих инструментов. Это очень твердый сплав. Стоек против износа и коррозии.

Хромали и нихромы используются в основном в приборостроении, в частности, для изготовления нагревателей в электрических печах сопротивления, потому что весьма устойчивы в температурном интервале 1000-1300 °C и обладают высоким электросопротивлением.

Комохром - сплав хрома, кобальта и молибдена. Используется в медицине, в восстановительной хирургии. Этот сплав безвреден для человеческого организма. Вообще, добавка к хромоникелевым сплавам кобальта и молибдена позволяет металлу переносить большие нагрузки при 650-900° С. Всем известна сталь с добавлением хрома и никеля - "нержавейка". Эта сталь, отлично противостоящая коррозии и окислению, содержит примерно 17-19% хрома и 8-13% никеля. Содержание углерода в такой стали допускается не более 0,1%. Чтобы при высоких температурах сталь ложилась гладко и не покрывалась "чешуей", когда детали нагреваются до сотен градусов, в нее вводят 25-30% хрома. Такой прием позволяет стали выдерживает температуры до 1000°С.

7. Биологическая роль хрома

Хром - микроэлемент, необходимый для нормального развития и функционирования человеческого организма. Установлено, что в биохимических процессах принимает участие только трехвалентный хром. Важнейшая его биологическая роль состоит в регуляции углеводного обмена и уровня глюкозы в крови.

Хром является составной частью низкомолекулярного комплекса - фактора толерантности к глюкозе (GTF), который облегчает взаимодействие клеточных рецепторов с инсулином, уменьшая, тем самым, потребность в нем организма. Фактор толерантности усиливает действие инсулина во всех метаболических процессах с его участием. Кроме того, хром принимает участие в регуляции обмена холестерина и является активатором некоторых ферментов.

Содержание хрома в организме человека составляет 6-12 мг. Физиологическая потребность человека в этом элементе сильно зависит от характера питания (например, сильно возрастает при избытке сахара в рационе). По разным оценкам норма ежедневного поступления хрома в организм составляет 20-300 мкг.

Показателем обеспеченности организма хромом служит содержание его в волосах (норма 0,15-0,5 мкг/г). В отличие от многих микроэлементов, содержание хрома в тканях организма (за исключением легочной), по мере старения человека, снижается. Концентрация элемента в растительной пище на порядок меньше его концентрации в тканях млекопитающих. Особенно высоко содержание хрома в пивных дрожжах, кроме того, в заметных количествах он есть в мясе, печени, бобовых, цельном зерне.

Дефицит хрома в организме может вызвать состояние, подобное диабету, способствовать развитию атеросклероза и нарушению высшей нервной деятельности. Уже в сравнительно небольших концентрациях (доли миллиграмма на м³ для атмосферы) все соединения хрома оказывают токсическое действие на организм. Особенно опасны в этом отношении растворимые соединения шестивалентного хрома, обладающие аллергическим, мутагенным и канцерогенным действием.

Вывод

В данной работе представлен хром и его соединения. Приведены интересные факты из истории открытия хрома, указано распространение в природе, основные месторождения. Дана общая характеристика хрома как металла, подробно изложена информация о физических и химических свойствах данного металла. Отмечены малая химическая активность хрома, сильные окислительные свойства и высокая токсичность его соединений. Большое внимание уделено исследованию соединений хрома в различных степенях окисления. Представлены основные отрасли промышленности, в которых используется хром и его соединения, а также указана его биологическая роль.

Список литературы

1. Салли А., Брендз Э. Хром Москва, Металлургия, 1971 360 с.

2. Лаврухина А. К., Юкина Л. В. Аналитическая химия хрома Москва, Наука, 1979 7 - 25с.

3. Фигуровский Н. А. Открытие элементов и происхождение их названий Москва, Наука, 1970

4. Реми Г. Курс неорганической химии Москва, Издательство иностранной литературы, 1963 Том II 142 - 180 с.

5. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия Москва, Высшая школа, 1981 549 - 568 с.

6. Угай Я. А. Неорганическая химия Москва, Высшая школа, 1989 334 - 349 с.

Размещено на Allbest.ru