Приветствую вас, уважаемые читатели, на своем канале! В данной статье разберем окислительно-восстановительные реакции с хромом и его соединениями.
Хром в реакциях является восстановителем .
Рисунок 1. Восстановительные свойства хрома
Чаще хром окисляется до степени окисления +3.
Рисунок 2. Восстановительные свойства хрома
Также возможен переход хрома в степень окисления +6 под действием, например, солей-окислителей.
Рисунок 3. Восстановительные свойства хрома
Оксид хрома (II)
Степень окисления +2 для хрома является неустойчивой, поэтому данное соединение легко окисляется до степени окисления +3, являясь восстановителем .
Рисунок 4. Восстановительные свойства оксида хрома (II)
Оксид хрома (III)
Обладает окислительно-восстановительной двойственностью.
Окислительные свойства
Рисунок 5. Окислительные свойства оксида хрома (III)
Восстановительные свойства
Сильными окислителями переводится в соединения хромовой кислоты в щелочной среде и в кислой среде — в соединения дихромовой кислоты.
💊 Хром, Чем полезен для здоровья: Вес Сахар крови Аппетит. Врач эндокринолог, диетолог Ольга Павлова
Рисунок 6. Восстановительные свойства оксида хрома (III)
Оксид хрома (VI)
Проявляет окислительные свойства за счет хрома в степени окисления +6.
Рисунок 7. Окислительные свойства оксида хрома (VI)
Гидроксид хрома (II)
Проявляет восстановительные свойства за счет хрома в степени окисления +2.
Рисунок 8. Восстановительные свойства гидроксида хрома (II)
Гидроксид хрома (III)
Характерны восстановительные свойства .
Рисунок 9. Восстановительные свойства гидроксида хрома (III)
Хромовая H2CrO4 и двухромовая H2Cr2O7 кислоты и их соли
Хроматы и дихроматы являются сильными окислителями . В различных средах хроматы и дихроматы восстанавливаются до различных продуктов (см. схему).
Рисунок 10. Схемы превращений хроматов и дихроматов в различных средах
Рисунок 11. Окислительные свойства хроматов и дихроматов
Рисунок 12.
Окислительные свойства дихроматов
Легко окисляются до соединений Cr(+3). Являются восстановителями .
Рисунок 13. Восстановительные свойства солей Cr(2+)
Проявляют окислительно-восстановительную двойственность .
Восстановительные свойства
Источник: dzen.ru
Физические свойства и механические характеристики металла хром и его соединений
Хром – не конструкционный материал, но используется довольно широко за счет того, что обладает превосходными антикоррозийными свойствами. Хромирование защищает любой другой сплав от ржавчины. Кроме того, легирование сталей хромом придает им такую же стойкость к коррозии, которая свойственна и самому металлу.
Итак, давайте обсудим сегодня, каковы технические и окислительные характеристики материала хром, основные амфотерные, восстановительные свойства и получение металла также будут затронуты. А еще мы узнаем, каково влияние хрома на свойства стали.
Особенности металла
Хром – металл 4 периода 6 группы побочной подгруппы. Атомный номер 24, атомная масса – 51, 996. Это твердый металл серебристо-голубоватого цвета. В чистом виде отличается ковкостью и вязкостью, но малейшие примеси азота или углерода придают ему хрупкость и твердость.
Хром часто относят к черным металлам за счет цвета его основного минерала – хромистого железняка. А вот свое название – от греческого «цвет», «краска», он получил благодаря своим соединениям: соли и оксиды металла с разной степенью окисления окрашены во все цвета радуги.
- В нормальных условиях хром инертен и не взаимодействует с кислородом, азотом или водой.
- На воздухе он сразу же пассивируется – покрывается тонкой оксидной пленкой, которая полностью перекрывает кислороду доступ к металлу. По той же причине вещество не взаимодействует с серной и азотной кислотой.
- При нагревании металл становится активным и вступает в реакции с водой, кислородом, кислотами и щелочами.
Для него характерна объемно-центрированная кубическая решетка. Фазовые переходы отсутствуют. При температуре в 1830 С возможен переход к гранецентрированной решетке.
Однако у хрома есть одна интересная аномалия. При температуре в 37 С некоторые физические свойства металла резко меняются: изменяется электросопротивление, коэффициент линейного расширения, падает до минимума модуль упругости и повышается внутреннее трение. Связано это с прохождением точки Нееля: при этой температуре вещество меняет свои антиферромагнитные свойства на парамагнитные, что представляет собой переход первого уровня и означает резкое увеличение объема.
Химические свойства хрома и его соединений описаны в этом видео:
Химические и физические свойства хрома
Температура плавления и кипения
Физические характеристики металла зависят от примесей до такой степени, что сложным оказалось установить даже температуру плавления.
- Согласно современным измерениям температура плавления считается величина в 1907 С. Металл относится к тугоплавким веществам.
- Температура кипения равна 2671 С.
Ниже будет дана общая характеристика физических и магнитных свойств металла хром.
Общие свойства и характеристики хрома
Физические особенности
Хром относится к наиболее устойчивым из всех тугоплавких металлов.
- Плотность в нормальных условиях составляет 7200 кг/куб. м, это меньше чем у железа.
- Твердость по шкале Мооса составляет 5, по шкале Бринелля 7–9 Мн/м 2 . Хром является самым твердым металлом из известных, уступает только урану, иридию, вольфраму и бериллию.
- Модуль упругости при 20 С составляет 294 ГПа. Это довольно умеренный показатель.
Благодаря строению – объемно-центрированная решетка, хром обладает такой характеристикой, как температура хрупко-вязкого периода. Вот только когда речь идет об этом металле, эта величина оказывается сильно зависящей от степени чистоты и колеблется от -50 до +350 С. На практике раскристаллизированный хром никакой пластичностью не обладает, но после мягкого отжига и формовки становится ковким.
Прочность металла также растет при холодной обработке. Легирующие добавки тоже заметно усиливают это качество.
Далее представлена краткая характеристика теплофизических свойств хрома.
Теплофизические характеристики
Как правило, тугоплавкие металлы имеют высокий уровень теплопроводности и, соответственно, низкий коэффициент теплового расширения. Однако хром заметно отличается по своим качествам.
В точке Нееля коэффициент теплового расширения совершает резкий скачок, а затем с увеличением температуры продолжает заметно расти. При 29 С (до скачка) величина коэффициента составляет 6.2 · 10-6 м/(м•K).
Теплопроводность подчиняется этой же закономерности: в точке Нееля она падает, хотя и не столь резко и уменьшается с возрастанием температуры.
- В нормальных условиях теплопроводность вещества равна 93.7 Вт/(м•K).
- Удельная теплоемкость в тех же условиях – 0.45 Дж/(г•K).
Электрические свойства
Несмотря на нетипичное «поведение» теплопроводности хром является одним из лучших проводников тока, уступая по этому параметру только серебру, меди и золоту.
- При нормальной температуре электропроводность металла составит 7.9 · 106 1/(Ом•м).
- Удельное электрическое сопротивление – 0.127 (Ом•мм2)/м.
До точки Нееля – 38 С, вещество является антиферромагнетиком, то есть, под действием магнитного поля и при его отсутствии никаких магнитных свойств не проявляется. Выше 38 С хром становится парамагнетиком: проявляет магнитные свойства под действием внешнего магнитного поля.
Токсичность
В природе хром встречается только в связанном виде, поэтому попадание чистого хрома в организм человека исключено. Однако известно, что металлическая пыль раздражает ткани легких, через кожу не усваивается. Сам металл не токсичен, но о его соединениях этого сказать нельзя.
- Трехвалентный хром оказывается в окружающей среде при добыче хромовой руды и ее переработке. Однако в организм человека может попасть и в составе пищевой добавки – пиколината хрома, используемой в программах по уменьшению веса. Как микроэлемент трехвалентный металл участвует в синтезе глюкозы и необходим. Избыток его, судя по исследованиям, определенной опасности не представляет, поскольку не всасывается стенками кишечника. Однако в организме он может накапливаться.
- Соединения шестивалентного хрома токсичны более чем в 100–1000 раз. Попасть в организм он может при производстве хроматов, при хромировании предметов, при некоторых сварочных работах. Соединения шестивалентного элемента являются сильными окислителями. Попадая в ЖКТ, они вызывают кровотечение желудка и кишечника, возможно с прободением кишечника. Через кожу вещества почти не всасываются, но оказывают сильное разъедающее действие – возможны ожоги, воспаления, появление язв.
Такое же действие соединение производит и на дыхательную систему, но учитывая большую чувствительность слизистой, здесь картина более разрушительна.
Хром – обязательный легирующий элемент при получении нержавеющих и жаропрочных сталей. Его способность противостоять коррозии и передавать это качество сплавам остается самым востребованным качеством металла.
Химические свойства соединений хрома и его окислительно-восстановительные свойства рассмотрены в этом видео:
Понравилась статья? Поделитесь с друзьями в социальных сетях:
Источник: stroyres.net
Хром
При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.
2Cr + N2 – t° → 2CrN
В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:
Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H2SO4)
В отсутствии воздуха образуются соли Cr 2+ , а на воздухе – соли Cr 3+ .
Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассив-ность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей.
Соединения хрома
Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.
Соединения хрома (II) – сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.
Оксид хрома (III) Cr2O3 – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:
Амфотерный оксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):
При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):
Гидроксид хрома (III) Сr(ОН)3 . Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид СrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо-голубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака.
Обладает амфотерными свойствами – растворяется как в кислотах, так и в щелочах:
Сr(ОН)3 →(120 o C –H2O) СrO(ОН) →(430-1000 0 С –H2O) Cr2O3
Получение: осаждение гидратом аммиака из раствора солей хрома(Ш):
Сr 3+ + 3(NH3 Н2O) = Сr(ОН)3↓ + ЗNН 4+
Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия.
Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:
2Cr +3 Cl3 + 16NaOH + 3Br2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H2O + 2Na2Cr +6 O4
Соединения шестивалентного хрома
Оксид хрома (VI) CrO3 – ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.
Получают из хромата (или дихромата) калия и H2SO4(конц.).
CrO3 – кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO4 2- :
В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O7 2- :
В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:
Дихромат калия – окислитель в кислой среде:
Хромат калия К2 CrО4. Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая окраска раствора отвечает иону СrO4 2- ), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К2Cr2O7.
Окислитель (более слабый, чем К2Cr2O7). Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион CrO4 2- – выпадение желтого осадка хромата бария, разлагающегося в сильнокислотной среде. Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, селективный окислитель, реактив в аналитической химии.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: спекание хромита с поташом на воздухе:
Дихромат калия K2Cr2O7 . Оксосоль. Техническое название хромпик. Оранжево-красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Хорошо растворим в воде (оранжевая окраска раствора отвечает иону Сr2O7 2- ). В щелочной среде образует К2CrO4 . Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественные реакции – синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н2O2 , синее окрашивание водного раствора при действии атомарного водорода.
Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, компонент пиротехнических составов, реагент в аналитической химии, ингибитор коррозии металлов, в смеси с Н2SO4 (конц.) – для мытья химической посуды.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: обработка К2СrO4 серной кислотой:
Источник: www.yoursystemeducation.com