З'єднання ступінь окислення хрому вищий. Заняття елективного курсу "хром та його сполуки". I. Повторення матеріалу попереднього заняття

"Національний дослідницький Томський політехнічний Університет"

Інститут природних ресурсів Геоекологія та геохімія

Хром

З дисципліни:

Хімія

Виконав:

студент групи 2Г41 Ткачова Анастасія Володимирівна 29.10.2014

Перевірив:

викладач Стась Микола Федорович

Положення в періодичній системі

Хром- елемент побічної підгрупи 6-ї групи 4-го періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва з атомним номером 24. Позначається символом Cr(Лат. Chromium). Проста речовина хром- твердий металголубувато-білого кольору. Хром іноді відносять до чорних металів.

Будова атома

17 Cl)2)8)7 - схема будови атома

1s2s2p3s3p - електронна формула

Атом розташовується в III періоді, і має три енергетичні рівні

Атом розташовується у VII у групі, у головній підгрупі – на зовнішньому енергетичному рівні 7 електронів

Властивості елемента

Фізичні властивості

Хром - білий блискучий метал з об'ємно-центрованими кубічними гратами, а = 0,28845 нм, що відрізняється твердістю і крихкістю, з щільністю 7,2 г/см 3 , один з найтвердіших чистих металів (поступається тільки берилію, вольфраму і урану), із температурою плавлення 1903 град. І з температурою кипіння близько 2570 град. С. На повітрі поверхня хрому покривається оксидною плівкою, яка оберігає його від подальшого окиснення. Додавання вуглецю до хрому збільшує його твердість.

Хімічні властивості

Хром за звичайних умов – інертний метал, при нагріванні стає досить активним.

Взаємодія з неметалами

При нагріванні вище 600°С хром згоряє в кисні:

4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3 .

З фтором реагує при 350°С, з хлором – при 300°С, з бромом – при температурі червоного гартування, утворюючи галогеніди хрому (III):

2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3 .

З азотом реагує при температурі вище 1000°З утворенням нітридів:

2Cr + N 2 = 2CrN

чи 4Cr + N 2 = 2Cr 2 N.

2Cr + 3S = Cr2S3.

Реагує з бором, вуглецем та кремнієм з утворенням боридів, карбідів та силіцидів:

Cr + 2B = CrB 2 (можлива освіта Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 4),

2Cr + 3C = Cr 2 C 3 (можлива освіта Cr 23 C 6 , Cr 7 B 3),

Cr + 2Si = CrSi 2 (можливе утворення Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 , CrSi).

З воднем безпосередньо не взаємодіє.

Взаємодія з водою

У тонкоподрібненому розжареному стані хром реагує з водою, утворюючи оксид хрому (III) і водень:

2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

Взаємодія з кислотами

В електрохімічному ряду напруг металів хром знаходиться до водню, він витісняє водень з розчинів кислот, що не окислюють:

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2;

Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 .

У присутності кисню повітря утворюються солі хрому (III):

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

Концентрована азотна та сірчана кислотипасивують хром. Хром може розчинятися в них лише при сильному нагріванні, утворюються солі хрому (III) та продукти відновлення кислоти:

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

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

Взаємодія з лужними реагентами

У водних розчинах лугів хром не розчиняється, повільно реагує з розплавами лугів з утворенням хромітів та виділенням водню:

2Cr + 6KOH = 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2 .

Реагує з лужними розплавами окислювачів, наприклад, хлоратом калію, при цьому хром переходить в хромат калію:

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

Відновлення металів з оксидів та солей

Хром – активний метал, здатний витісняти метали із розчинів їх солей: 2Cr + 3CuCl 2 = 2CrCl 3 + 3Cu.

Властивості простої речовини

Стійкий на повітрі рахунок пасивування. З цієї ж причини не реагує із сірчаною та азотною кислотами. При 2000 °C згоряє з утворенням зеленого оксиду хрому(III) Cr 2 O 3 , що має амфотерні властивості.

Синтезовані сполуки хрому з бором (бориди Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 2 , CrB 4 і Cr 5 B 3), з вуглецем (карбіди Cr 23 C 6 , Cr 7 C 3 і Cr 3 C 2), c кремнієм (силіциди Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 і CrSi) та азотом (нітриди CrN та Cr 2 N).

З'єднання Cr(+2)

Ступеня окиснення +2 відповідає основний оксид CrO (чорний). Солі Cr 2+ (розчини блакитного кольору) виходять при відновленні солей Cr 3+ або дихроматів цинком у кислому середовищі («воднем у момент виділення»):

Всі ці солі Cr 2+ - сильні відновники до того, що при стоянні витісняють водень із води. Кисень повітря, особливо в кислому середовищі, Cr 2+ окислюється, внаслідок чого блакитний розчин швидко зеленіє.

Коричневий або жовтий гідроксид Cr(OH) 2 осідає при додаванні лугів до розчинів солей хрому(II).

Синтезовані дигалогеніди хрому CrF 2 , CrCl 2 , CrBr 2 та CrI 2

З'єднання Cr(+3)

Ступеня окислення +3 відповідає амфотерний оксид Cr 2 O 3 і гідроксид Cr(OH) 3 (обидва - зеленого кольору). Це найбільш стійкий ступінь окислення хрому. З'єднання хрому в цьому ступені окислення мають колір від брудно-лілового (іон 3+) до зеленого (у координаційній сфері є аніони).

Cr 3+ схильний до утворення подвійних сульфатів виду M I Cr(SO 4) 2 ·12H 2 O (квасців)

Гідроксид хрому (III) одержують, діючи аміаком на розчини солей хрому (III):

Cr+3NH+3H2O→Cr(OH)↓+3NH

Можна використовувати розчини лугів, але в їх надлишку утворюється розчинний гідроксокомплекс:

Cr+3OH→Cr(OH)↓

Cr(OH)+3OH→

Сплавляючи Cr 2 O 3 з лугами одержують хроміти:

Cr2O3+2NaOH→2NaCrO2+H2O

Непрожарений оксид хрому(III) розчиняється в лужних розчинах та кислотах:

Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3H2O

При окисленні сполук хрому(III) у лужному середовищі утворюються сполуки хрому(VI):

2Na+3HO→2NaCrO+2NaOH+8HO

Те саме відбувається при сплавленні оксиду хрому (III) зі лугом і окислювачами, або зі лугом на повітрі (розплав при цьому набуває жовтого забарвлення):

2Cr2O3+8NaOH+3O2→4Na2CrO4+4H2O

З'єднання хрому (+4)[

При обережному розкладанні оксиду хрому(VI) CrO 3 в гідротермальних умовах отримують оксид хрому(IV) CrO 2 , який є феромагнетиком і має металеву провідність.

Серед тетрагалогенідів хрому стійкий CrF 4 тетрахлорид хрому CrCl 4 існує тільки в парах.

З'єднання хрому (+6)

Ступеня окислення +6 відповідає кислотний оксид хрому (VI) CrO 3 і цілий ряд кислот, між якими існує рівновага. Найпростіші з них - хромова H 2 CrO 4 і дворомова H 2 Cr 2 O 7 . Вони утворюють два ряди солей: жовті хромати та оранжеві дихромати відповідно.

Оксид хрому (VI) CrO 3 утворюється при взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з розчинами дихроматів. Типовий кислотний оксид, при взаємодії з водою він утворює сильні нестійкі хромові кислоти: хромову H 2 CrO 4 , дихромову H 2 Cr 2 O 7 та інші ізополікислоти із загальною формулою H 2 Cr n O 3n+1 . Збільшення ступеня полімеризації відбувається із зменшенням рН, тобто збільшенням кислотності:

2CrO+2H→Cr2O+H2O

Але якщо до помаранчевого розчину K 2 Cr 2 O 7 прилити розчин луги, як забарвлення знову переходить у жовту, оскільки знову утворюється хромат K 2 CrO 4:

Cr2O+2OH→2CrO+HO

До високого ступеня полімеризації, як це відбувається у вольфраму та молібдену, не доходить, оскільки поліхромова кислота розпадається на оксид хрому(VI) і воду:

H2CrnO3n+1→H2O+nCrO3

Розчинність хроматів приблизно відповідає розчинності сульфатів. Зокрема, жовтий хромат барію BaCrO 4 випадає при додаванні солей барію як до розчинів хроматів, так і до розчинів дихроматів:

Ba+CrO→BaCrO↓

2Ba+CrO+H2O→2BaCrO↓+2H

Утворення криваво-червоного малорозчинного хромату срібла використовують виявлення срібла в сплавах з допомогою пробірної кислоти.

Відомі пентафторид хрому CrF 5 та малостійкий гексафторид хрому CrF 6 . Також отримані леткі оксигалогеніди хрому CrO 2 F 2 і CrO 2 Cl 2 (хромілхлорид).

Сполуки хрому(VI) - сильні окислювачі, наприклад:

K2Cr2O7+14HCl→2CrCl3+2KCl+3Cl2+7H2O

Додавання дихроматів перекису водню, сірчаної кислоти та органічного розчинника (ефіру) призводить до утворення синього пероксиду хрому CrO 5 L (L - молекула розчинника), який екстрагується в органічний шар; Ця реакція використовується як аналітична.

Оксид хрому(II) та гідроксид хрому(II) мають основний характер

Cr(OH)+2HCl→CrCl+2HO

З'єднання хрому (II) - сильні відновники; переходять у з'єднання хрому(III) під дією кисню повітря.

2CrCl+ 2HCl → 2CrCl+ H

4Cr(OH)+O+ 2HO→4Cr(OH)

Оксид хрому(III) CrO-зелений, нерозчинний у воді порошок. Може бути отриманий при прожарюванні гідроксиду хрому(III) або дихроматів калію та амонію:

2Cr(OH)-→CrO+ 3HO

4KCrO-→ 2CrO + 4KCrO + 3O

(NH)CrO-→ CrO+ N+HO

З концентрованими розчинами кислот та лугів взаємодіє насилу:

Сr 2 Про 3 + 6 КОН + 3Н 2 О = 2К 3 [Сr(ОН) 6 ]

Сr 2 Про 3 + 6НСl = 2СrСl 3 + 3Н 2 О

Гідроксид хрому (III) Сr(ОН) 3 отримують при дії лугів на розчини солей хрому (III):

СrСl 3 +3КОН = Сr(ОН) 3 ↓ + 3КСl

Гідроксид хрому (III) є осадом сіро-зеленого кольору, при отриманні якого, луг треба брати в нестачі. Отриманий в такий спосіб гідроксид хрому (III), на відміну відповідного оксиду легко взаємодіє з кислотами і лугами, тобто. виявляє амфотерні властивості:

Сr(ОН) 3 + 3НNО 3 = Сr(NО 3) 3 + 3Н 2 О

Сr(ОН) 3 + 3КОН = К 3 [Сr(ОН)6] (Гексагідроксохроміт К)

При сплавленні Сr(ОН) 3 з лугами виходять метахроміти та ортохроміти:

Cr(OH) 3 + KOH = KCrO 2 (метахроміт К)+ 2H 2 O

Cr(OH) 3 + KOH = K 3 CrO 3 (ортохроміт К)+ 3H 2 O

З'єднання хрому (VI).

Оксид хрому (VI) - СrО 3 – темно – червона кристалічна речовина, добре розчинна у воді – типовий кислотний оксид. Цьому оксиду відповідає дві кислоти:

СrО 3 + Н 2 О = Н 2 СrО 4 (хромова кислота – утворюється при надлишку води)

СrО 3 + Н 2 О = Н 2 Сr 2 Про 7 (Дихромова кислота – утворюється при великій концентрації оксиду хрому (3)).

Оксид хрому (6) – дуже сильний окислювач, тому енергійно взаємодіє з органічними речовинами:

З 2 Н 5 ВІН + 4СrО 3 = 2СО 2 + 2Сr 2 О 3 + 3Н 2 О

Окислює також йод, сірку, фосфор, вугілля:

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

При нагріванні до 250 0 С оксид хрому (6) розкладається:

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

Оксид хрому (6) можна отримати при дії концентрованої сірчаної кислоти на тверді хромати та дихромати:

До 2 Сr 2 Про 7 + Н 2 SО 4 = До 2 SО 4 + 2СrО 3 + Н 2 О

Хромова та дихромова кислоти.

Хромова та дихромова кислоти існують тільки у водних розчинах, утворюють стійкі солі, відповідно хромати та дихромати. Хромати та їх розчини мають жовте забарвлення, дихромати – помаранчеве.

Хромат - іони СrО 4 2 - і дихромат - іони СrО 7 2 - легко переходять один в одного при зміні середовища розчинів

У кислому середовищі розчину хромати переходять у дихромати:

2К 2 СrО 4 + Н 2 SО 4 = К 2 Сr 2 О 7 + К 2 SО 4 + Н 2 О

У лужному середовищі дихромати переходять у хромати:

До 2 Сr 2 Про 7 + 2КОН = 2К 2 СrО 4 + Н 2 Про

При розведенні дихромова кислота перетворюється на хромову кислоту:

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

Залежність властивостей сполук хрому від ступеня окиснення.

Окисно – відновлювальні властивості сполук хрому.

Реакції у кислотному середовищі.

У кислотному середовищі сполуки Сr +6 переходять у сполуки Сr +3 під дією відновників: H 2 S, SO 2 FeSO 4

До 2 Сr 2 Про 7 +3Н 2 S +4Н 2 SО 4 = 3S + Сr 2 (SО 4) 3 + K 2 SO 4 + 7Н 2 О

S -2 – 2e → S 0

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3

Реакції у лужному середовищі.

У лужному середовищі сполуки хрому Сr +3 переходять у сполуки Сr +6 під дією окислювачів: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:

2KCrO 2 +3 Br2 +8NaOH =2Na 2 CrO 4 + 2KBr +4NaBr + 4H 2 O

Cr +3 - 3e → Cr +6

Завдання №1

Ступінь окислення +2 у всіх сполуках виявляє

Відповідь: 4

Пояснення:

З усіх запропонованих варіантів ступінь окиснення +2 у складних сполуках виявляє лише цинк, будучи елементом побічної підгрупи другої групи, де максимальний ступінь окиснення дорівнює номеру групи.

Олово – елемент головної підгрупи IV групи, метал, виявляє ступеня окислення 0 (у простій речовині), +2, +4 (номер групи).

Фосфор – елемент головної підгрупи головної групи, будучи неметалом, виявляє ступені окислення від -3 (номер групи - 8) до +5 (номер групи).

Залізо – метал, елемент розташований у побічну підгрупу головної групи. Для заліза характерні ступеня окиснення: 0, +2, +3, +6.

Завдання №2

З'єднання складу KЕО 4 утворює кожен із двох елементів:

1) фосфор та хлор

2) фтор та марганець

3) хлор та марганець

4) кремній та бром

Відповідь: 3

Пояснення:

Сіль складу KЕО 4 містить кислотний залишок ЕО 4 - , де кисень має ступінь окислення -2, отже, ступінь окислення елемента Е в цьому кислотному залишку дорівнює +7. Із запропонованих варіантів підходять хлор та марганець – елементи головної та побічної підгрупи VII групи відповідно.

Фтор – також елемент головної підгрупи VII групи, однак, будучи найбільш негативним елементом, не виявляє позитивних ступенівокислення (0 та -1).

Бор, кремній та фосфор – елементи головних підгруп 3, 4 та 5 груп відповідно, тому в солях виявляють відповідні максимальні ступені окислення +3, +4, +5.

Завдання №3

• 1. Zn та Cr
• 2. Si та B
• 3. Fe та Mn
• 4. P та As

Відповідь: 4

Пояснення:

Однакову вищий ступінь окислення в сполуках, що дорівнює номеру групи (+5), виявляють P і As. Це елементи розташовані у головній підгрупі V групи.

Zn та Cr – елементи побічних підгруп II та VI груп відповідно. У сполуках цинк виявляє найвищий ступінь окислення +2, хром - +6.

Fe та Mn – елементи побічних підгрупи VIII та VII груп відповідно. Найвищий ступінь окислення у заліза становить +6, у марганцю - +7.

Завдання №4

Одинаковий вищий ступінь окислення в сполуках виявляють

• 1. Hg та Cr
• 2. Si та Al
• 3. F та Mn
• 4. P та N

Відповідь: 4

Пояснення:

Однакову вищий ступінь окислення в з'єднаннях, рівну номеру групи (+5), виявляють P і N. Ці елементи розташовані у головній підгрупі V групи.

Hg та Cr – елементи побічних підгруп II та VI груп відповідно. У сполуках ртуть виявляє найвищий ступінь окислення +2, хром – +6.

Si та Al – елементи головних підгруп IV і III груп відповідно. Отже, для кремнію максимальна міра окислення у складних сполуках дорівнює +4 (номер групи, де розташований кремній), для алюмінію - +3 (номер групи, де розташований алюміній).

F та Mn – елементи головної та побічної підгруп VII груп відповідно. Однак фтор, будучи найбільш електронегативним елементом Періодичної системи хімічних елементів, не виявляє позитивних ступенів окислення: у складних сполуках його ступінь окислення дорівнює -1 (номер групи -8). Найвищий ступінь окислення марганцю становить +7.

Завдання №5

Ступінь окислення +3 азот виявляє в кожній з двох речовин:

• 1. HNO 2 та NH 3
• 2. NH 4 Cl і N 2 Про 3
• 3. NaNO 2 та NF 3
• 4. HNO 3 та N 2

Відповідь: 3

Пояснення:

У азотистої кислоти HNO 2 ступінь окислення кисню в кислотному залишку дорівнює -2, у водню - +1, отже, щоб молекула залишалася електронейтральною, ступінь окислення азоту становить +3. В аміаку NH 3 азот є більш електронегативним елементом, тому він відтягує на себе електронну пару ковалентного полярного зв'язку і має негативний рівень окислення -3, рівень окислення водню в аміаку становить +1.

Хлорид амонію NH 4 Cl є амонійною сіллю, тому ступінь окислення азоту така сама, як і аміаку, тобто. дорівнює -3. В оксидах ступінь окислення кисню завжди дорівнює -2, тому азоту вона становить +3.

У нітриті натрію NaNO 2 (солі азотистої кислоти) ступінь окислення азоту така ж, як азоту в азотистій кислоті, т.к. складає +3. У фториді азоту ступінь окислення азоту +3, оскільки фтор є електронегативним елементом Періодичної системи і в складних сполуках виявляє негативний ступінь окислення -1. Цей варіант відповіді задовольняє умову завдання.

У азотної кислотиазот має вищий ступінь окислення, що дорівнює номеру групи (+5). Азот як просте з'єднання (оскільки складається з атомів одного хімічного елемента) має ступінь окислення 0.

Завдання №6

Вищому оксиду елемента VI групи відповідає формула

• 1. Е 4 O 6
• 2. ЕO 4
• 3. ЕO 2
• 4. ЕО 3

Відповідь: 4

Пояснення:

Вищим оксидом елемента є оксид елемента з максимальною мірою окислення. У групі найвищий ступінь окиснення елемента дорівнює номеру групи, отже, у VI групі максимальний ступінь окиснення елемента дорівнює +6. В оксидах кисень виявляє ступінь окиснення -2. Цифри, що стоять під символом елемента, називаються індексами та вказує на кількість атомів цього елемента у молекулі.

Перший варіант є хибним, т.к. елемент має ступінь окислення 0-(-2)⋅6/4 = +3.

У другому варіанті елемент має ступінь окислення 0-(-2) ⋅ 4 = +8.

У третьому варіанті ступінь окислення елемента Е: 0-(-2) ⋅ 2 = +4.

У четвертому варіанті ступінь окислення елемента Е: 0-(-2) ⋅ 3 = +6, тобто. це шукана відповідь.

Завдання №7

Ступінь окислення хрому в дихроматі амонію (NH 4) 2 Cr 2 O 7 дорівнює

• 1. +6
• 2. +2
• 3. +3
• 4. +7

Відповідь: 1

Пояснення:

У біхроматі амонію (NH 4) 2 Cr 2 O 7 в катіоні амонію NH 4 + азот як більш негативний елемент має нижчий ступінь окислення -3, водень заряджений позитивно +1. Отже, весь катіон має заряд +1, але, оскільки цих катіонів 2, то загальний заряд становить +2.

Для того, щоб молекула залишалася електронейтральною, у кислотного залишку Cr 2 O 7 2- заряд має бути -2. Кисень у кислотних залишках кислот і солей завжди має заряд -2, тому 7 атомів кисню, що входять до складу молекули біхромату амонію, заряджені -14. Атомів хрому Cr молекули 2, отже, якщо заряд хрому позначити за x, то маємо:

2x + 7 ⋅ (-2) = -2 де x = +6. Заряд хрому у молекулі біхромату амонію дорівнює +6.

Завдання №8

Ступінь окислення +5 можливий для кожного з двох елементів:

1) кисню та фосфору

2) вуглецю та брому

3) хлору та фосфору

4) сірки та кремнію

Відповідь: 3

Пояснення:

У першому запропонованому варіанті відповідей лише фосфор як елемент головної підгрупи V групи може виявляти ступінь окислення +5, яка є для нього максимальною. Кисень (елемент головної підгрупи VI групи), будучи елементом з високою електронегативністю, в оксидах виявляє ступінь окислення -2 як просту речовину – 0 та у поєднанні з фтором OF 2 – +1. Ступінь окислення +5 йому не характерна.

Вуглець та бром – елементи головних підгруп IV та VII груп відповідно. Для вуглецю характерна максимальна ступінь окиснення +4 (рівна номеру групи), а бром виявляє ступеня окиснення -1, 0 (у простому з'єднанні Br 2), +1, +3, +5 та +7.

Хлор та фосфор – елементи головних підгруп VII та V груп відповідно. Фосфор проявляється максимальний ступінь окиснення +5 (рівну номеру групи), для хлору аналогічно брому характерні ступеня окиснення -1, 0 (у простому з'єднанні Cl 2), +1, +3, +5, +7.

Сірка та кремній – елементи головних підгруп VI та IV груп відповідно. Сірка виявляє широкий спектр ступенів окиснення від -2 (номер групи - 8) до +6 (номер групи). Для кремнію максимальна міра окислення дорівнює +4 (номер групи).

Завдання №9

• 1. NaNO 3
• 2. NaNO 2
• 3. NH 4 Cl
• 4. NO

Відповідь: 1

Пояснення:

У нітраті натрію NaNO 3 натрій має ступінь окиснення +1 (елемент I групи), атомів кисню в кислотному залишку 3, кожен з яких має ступінь окиснення −2, отже, щоб молекула залишалася електронейтральною, азот повинен мати ступінь окиснення: 0 − (+ 1) − (−2)·3 = +5.

У нітриті натрію NaNO 2 атом натрій також має ступінь окиснення +1 (елемент I групи), атомів кисню в кислотному залишку 2, кожен з яких має ступінь окиснення −2, отже, щоб молекула залишалася електронейтральною, азот повинен мати ступінь окиснення: 0 − (+1) − (−2)·2 = +3.

NH 4 Cl – хлорид амонію. У хлоридах атоми хлору мають ступінь окиснення −1, атоми водню, якого в молекулі 4, заряджений позитивно, отже, щоб молекула залишалася електронейтральною, ступінь окиснення азоту: 0 − (−1) − 4 ·(+1) = −3. В аміаку та катіонах амонійних солей азот має мінімальний ступінь окислення -3 (номер групи, в якій розташований елемент - 8).

У молекулі оксиду азоту NO кисень виявляє мінімальний ступінь окиснення −2, як і всіх оксидах, отже, ступінь окиснення азоту дорівнює +2.

Завдання №10

Вищий ступіньокислення азот виявляє у поєднанні, формула якого

• 1. Fe(NO 3) 3
• 2. NaNO 2
• 3. (NH 4) 2 SO 4
• 4. NO 2

Відповідь: 1

Пояснення:

Азот – елемент головної підгрупи V групи, отже, може виявляти максимальну ступінь окислення, рівну номеру групи, тобто. +5.

Одна структурна одиницянітрату заліза Fe(NO 3) 3 складається з одного іону Fe 3+ і трьох нітрат-іонів. У нітрат-іонах атоми азоту незалежно від типу протиіону мають ступінь окиснення +5.

У нітриті натрію NaNO 2 натрій має ступінь окислення +1 (елемент головної підгрупи I групи), атомів кисню в кислотному залишку 2, кожен з яких має ступінь окислення −2, отже, щоб молекула залишалася електронейтральною, азот повинен мати ступінь окислення 0 − ( +1) − (−2)⋅2 ​​= +3.

(NH 4) 2 SO 4 - сульфат амонію. У солях сірчаної кислоти аніон SO 4 2 має заряд 2 -, отже, кожен катіон амонію заряджений 1+. На водні заряд +1, тому на азоті −3 (азот більш електронегативний, тому відтягує він загальну електронну пару зв'язку N−H). В аміаку та катіонах амонійних солей азот має мінімальний ступінь окислення -3 (номер групи, в якій розташований елемент - 8).

У молекулі оксиду азоту NO 2 кисень виявляє мінімальний ступінь окиснення −2, як і всіх оксидах, отже, ступінь окиснення азоту дорівнює +4.

Завдання №11

28910E

У сполуках складу Fe(NO 3) 3 і CF 4 ступінь окислення азоту та вуглецю дорівнює відповідно

Відповідь: 4

Пояснення:

Одна структурна одиниця нітрату заліза (III) Fe(NO 3) 3 складається з одного іону заліза Fe 3+ та трьох нітрат-іонів NO 3 − . У нітрат-іонах азот має ступінь окислення +5.

У фториді вуглецю CF 4 фтор є електронегативним елементом і відтягує на себе загальну електронну пару зв'язку C-F, Виявляючи ступінь окислення -1. Отже, вуглець C має ступінь окиснення +4.

Завдання №12

A32B0B

Ступінь окислення +7 хлор виявляє в кожному з двох сполук:

• 1. Ca(OCl) 2 та Cl 2 O 7
• 2. KClO 3 та ClO 2
• 3. BaCl 2 та HClO 4
• 4. Mg(ClO 4) 2 та Cl 2 O 7

Відповідь: 4

Пояснення:

У першому варіанті атоми хлору мають ступеня окиснення +1 і +7 відповідно. Одна структурна одиниця гіпохлориту кальцію Ca(OCl) 2 складається з одного іону кальцію Ca 2+ (Ca - елемент головної підгрупи II групи) та двох гіпохлорит-іонів OCl − , кожен із яких має заряд 1−. У складних сполуках, крім OF 2 і різних перекисів, кисень має ступінь окислення −2, тому, очевидно, що хлор має заряд +1. В оксиді хлору Cl 2 O 7 , як і у всіх оксидах, кисень має ступінь окиснення −2, отже, на хлор у цій сполукі має ступінь окиснення +7.

У хлораті калію KClO 3 атом калію має ступінь окиснення +1, а кисень – −2. Для того, щоб молекула залишалася електронейтральною, хлор повинен виявляти ступінь окислення +5. В оксиді хлору ClO 2 кисень, як і в будь-якому іншому оксиді, має ступінь окиснення −2, отже, для хлору його ступінь окиснення дорівнює +4.

У третьому варіанті катіон барію у складному з'єднанні заряджений +2, отже, на кожному аніоні хлору в солі BaCl 2 зосереджений негативний заряд -1. У хлорній кислоті HClO 4 загальний заряд 4 атомів кисню становить −2⋅4 = −8, на катіоні водню заряд +1. Щоб молекула залишалася електронейтральною, заряд хлору має становити +7.

У четвертому варіанті в молекулі перхлорату магнію Mg(ClO 4) 2 заряд магнію +2 (у всіх складних сполуках магній виявляє ступінь окислення +2), тому на кожен аніон ClO 4 − припадає заряд 1−. Загалом 4 іони кисню, де кожен виявляє ступінь окислення -2, заряджені -8. Отже, щоб загальний заряд аніону становив 1-, на хлорі має бути заряд +7. В оксиді хлору Cl 2 O 7 як було пояснено вище, заряд хлору становить +7.

Хром - хімічний елементз атомним номером 24. Це твердий, блискучий, сіро-стального кольору метал, який добре полірується і не тьмяніє. Використовується в сплавах, таких як нержавіюча сталь, та як покриття. Організму людини потрібні невеликі кількості тривалентного хрому для метаболізму цукру, але Cr (VI) дуже токсичний.

Різні сполуки хрому, такі як окис хрому (III) і свинцевий хромат, яскраво пофарбовані і використовуються в фарбах і пігментах. Червоний колір рубіну обумовлений наявністю цього хімічного елемента. Деякі речовини, особливо натрію, є окислювачами, що використовуються для окислення органічних сполукта (разом із сірчаною кислотою) для очищення лабораторного посуду. Крім того, окис хрому (VI) застосовується у виробництві магнітної стрічки.

Відкриття та етимологія

Історія відкриття хімічного елемента хром така. В 1761 Йоганн Готлоб Леман знайшов в Уральських горах оранжево-червоний мінерал і назвав його «сибірським червоним свинцем». Хоча він помилково був ідентифікований як з'єднання свинцю з селеном і залізом, матеріал насправді був хроматом свинцю з хімічною формулою PbCrO 4 . Сьогодні він відомий як мінерал кроконт.

В 1770 Петро Симон Паллас відвідав те місце, де Леман знайшов червоний свинцевий мінерал, який мав дуже корисні властивостіпігмент у фарбах. Використання сибірського червоного свинцю як фарба набуло швидкого розвитку. Крім того, яскраво-жовтий колір із кроконту став модним.

В 1797 Ніколя-Луї Воклен отримав зразки червоної Шляхом змішування кроконту з соляною кислотою він отримав оксид CrO 3 . Хром як хімічний елемент було виділено 1798 року. Воклен отримав його при нагріванні оксиду з вугіллям. Він також зміг виявити сліди хрому в дорогоцінному камінні, таких як рубін і смарагд.

У 1800-х роках Cr в основному застосовувався у складі фарб та шкіряних солей. Сьогодні 85% металу використовують у сплавах. Решта застосовується у хімічній промисловості, виробництві вогнетривких матеріалів та ливарної промисловості.

Вимова хімічного елемента хром відповідає грецькому χρῶμα, що означає «колір», через безліч кольорових сполук, які можна отримати.



Видобуток та виробництво

Елемент виробляють із хроміту (FeCr 2 O 4). Приблизно половина цієї руди у світі видобувається у Південній Африці. Крім того, Казахстан, Індія та Туреччина є його великими виробниками. Розвіданих родовищ хроміту достатньо, але географічно вони сконцентровані у Казахстані та півдні Африки.

Поклади самородного металевого хрому трапляються рідко, але вони є. Наприклад, його добувають на шахті «Вдала» у Росії. Вона є багатою на алмази, і відновне середовище допомогло утворитися чистому хрому та алмазам.

Для промислового виробництва металу хромітові руди обробляють розплавленим лугом (їдким натром, NaOH). При цьому утворюється хромат натрію (Na 2 CrO 4), який відновлюється вуглецем до оксиду Сг 2 O 3 . Метал отримують при нагріванні окислу у присутності алюмінію або кремнію.

У 2000 році було видобуто близько 15 млн т хромітової руди, яка була перероблена в 4 млн т ферохрому, що на 70% складається з сплаву хрому із залізом, приблизна ринкова вартість яких склала 2,5 млрд доларів США.



Основні характеристики

Характеристика хімічного елемента хрому обумовлена ​​тим, що він є перехідним металом четвертого періоду таблиці Менделєєва та розташований між ванадієм та марганцем. Входить у VI групу. Плавиться за температури 1907 °С. У присутності кисню хром швидко утворює тонкий шар оксиду, який захищає метал від подальшої взаємодії з киснем.

Як перехідний елемент, він реагує з речовинами в різних співвідношеннях. Таким чином він утворює сполуки, в яких має різні ступені окислення. Хром – хімічний елемент з основними станами +2, +3 та +6, з яких +3 є найбільш стійким. Крім того, в поодиноких випадкахспостерігаються стани +1, +4 та +5. Сполуки хрому в ступені окислення +6 є сильними окислювачами.

Якого кольору хром? Хімічний елемент надає відтінок рубіна. Сг 2 O 3 , що використовується також застосовується в якості пігменту під назвою «хромова зелень». Його солі фарбують скло у смарагдово-зелений колір. Хром – хімічний елемент, присутність якого робить рубін червоним. Тому він використовується у виробництві синтетичних рубінів.



Ізотопи

Ізотопи хрому мають атомну вагу від 43 до 67. Зазвичай даний хімічний елемент складається з трьох стабільних форм: 52 Cr, 53 Cr і 54 Cr. У тому числі найбільш поширений 52 Cr (83,8% всього природного хрому). Крім того, описано 19 радіоізотопів, з яких найбільш стабільним є 50 Cr з періодом напіврозпаду, що перевищує 1,8x10 17 років. У 51 Cr період напіврозпаду - 27,7 днів, а у решти радіоактивних ізотопів він не перевищує 24 год, причому у більшості з них він триває менше однієї хвилини. Елемент також має два метастани.

Ізотопи хрому в земної кори, як правило, супроводжують ізотопи марганцю, що знаходить застосування в геології. 53 Cr утворюється при радіоактивному розпаді 53 Mn. Співвідношення ізотопів Mn/Cr підкріплює інші відомості про ранню історію Сонячна система. Зміни у співвідношеннях 53 Cr/ 52 Cr та Mn/Cr з різних метеоритів доводить те, що нових атомні ядрабули створені безпосередньо перед формуванням Сонячної системи.



Хімічний елемент хром: властивості, формула сполук

Оксид хрому (III) Сг 2 O 3 також відомий як полуторний окис, є одним з чотирьох оксидів цього хімічного елемента. Його одержують із хроміту. З'єднання зеленого кольору зазвичай називають «хромовою зеленню», коли використовують як пігмент для живопису по емалі та склі. Оксид може розчинятися в кислотах, утворюючи солі, а розплавленої лугу - хромити.

Біхромат калію

K 2 Cr 2 O 7 є потужним окислювачем і йому надається перевага як засіб для очищення лабораторного посуду від органіки. Для цього використовується його насичений розчин Іноді, однак, його замінюють біхроматом натрію, виходячи з більш високої розчинності останнього. Крім того, він може регулювати процес окислення органічних сполук, перетворюючи первинний спиртв альдегід, а потім у вуглекислоту.

Біхромат калію здатний спричинити хромовий дерматит. Хром, ймовірно, є причиною сенсибілізації, що веде до розвитку дерматиту, особливо рук та передпліч, який носить хронічний характер і важко виліковний. Як і інші сполуки Cr(VI), біхромат калію канцерогенний. З ним потрібно звертатися у рукавичках та відповідними засобами захисту.



Хромова кислота

З'єднання має гіпотетичну структуру H 2 CrO 4 . Ні хромова, ні дихромова кислоти не зустрічаються в природі, але їх аніони знаходять у різних речовинах. "Хромова кислота", яку можна зустріти у продажу, насправді є її кислотним ангідридом - триоксидом CrO 3 .

Хромат свинцю (II)

PbCrO 4 має яскраво-жовте забарвлення і практично не розчинний у воді. З цієї причини він знайшов застосування як барвистого пігменту під назвою «жовтий крон».

Cr та п'ятивалентний зв'язок

Хром відрізняється своєю здатністю утворювати п'ятивалентні зв'язки. З'єднання створюється Cr (I) та вуглеводневим радикалом. П'ятивалентний зв'язок формується між двома атомами хрому. Його формула може бути записана як Ar-Cr-Cr-Ar, де Ar є специфічною ароматичною групою.



Застосування

Хром - хімічний елемент, властивості якого забезпечили йому безліч різних варіантівзастосування, деякі з яких наведені нижче.

Металам він надає стійкості до корозії та глянсової поверхні. Тому хром входить до складу таких сплавів, як нержавіюча сталь, що використовуються, наприклад, столових приладах. Він також застосовується для нанесення хромованого покриття.

Хром є каталізатором різних реакцій. З нього роблять форми для випалу цегли. Його солями дублять шкіру. Біхромат калію застосовують для окислення органічних сполук, таких як спирти та альдегіди, а також для очищення лабораторного посуду. Він служить фіксуючим агентом для фарбування тканини, а також використовується у фотографії та фотодруку.

CrO 3 застосовується для виготовлення магнітних стрічок (наприклад, для аудіозапису), які мають кращі характеристики, ніж плівки з оксидом заліза.

Роль у біології

Тривалентний хром - хімічний елемент, необхідний метаболізму цукру в організмі людини. Навпаки, шестивалентний Cr дуже токсичний.

Запобіжні заходи

Металевий хром та сполуки Cr (III), як правило, не вважаються небезпечними для здоров'я, але речовини, що містять Cr (VI), можуть бути токсичними, якщо їх приймати внутрішньо або вдихати. Більшість таких речовин мають подразнюючу дію на очі, шкіру та слизові оболонки. При постійній дії з'єднання хрому (VI) можуть спричинити пошкодження очей, якщо їх не лікувати належним чином. Крім того, це визнаний канцероген. Смертельна доза цього хімічного елемента - близько половини чайної ложки. Згідно з рекомендаціями Всесвітньої організації охорони здоров'я, гранично допустима концентрація Cr (VI) у питній воді становить 0,05 мг на літр.

Так як з'єднання хрому використовуються в барвниках і для дублення шкіри, вони часто зустрічаються в ґрунті та ґрунтових водах занедбаних промислових об'єктів, що вимагають екологічного очищення та відновлення. Грунтовка, що містить Cr (VI), досі широко застосовується в аерокосмічній промисловості та автомобілебудуванні.

Властивості елемента

Основні Фізичні властивостіхрому наступні:

• Атомне число: 24.
• Атомна вага: 51,996.
• Температура: 1890 °C.
• Температура: 2482 °C.
• Ступінь окиснення: +2, +3, +6.
• Конфігурація електронів: 3d 5 4s 1 .

Хром (Cr), хімічний елемент VI групи періодичної системиМенделєєва. Належить до перехідного металу з атомним номером 24 і атомною масою 51,996. У перекладі з грецької назва металу означає «колір». Такій назві метал завдячує різноманітній колірній гамі, яка притаманна його різним сполукам.

Фізичні характеристики хрому

Метал має достатню твердість і крихкість одночасно. За шкалою Мооса твердість хрому оцінюється 5,5. Цей показник означає, що хром має максимальну твердість з усіх відомих на сьогодні металів, після урану, іридію, вольфраму та берилію. Для простої речовини хрому характерний блакитно-біле забарвлення.

Метал не відноситься до рідкісних елементів. Його концентрація у земній корі досягає 0,02% мас. часткою. У чистому вигляді хром ніколи не зустрічається. Він міститься в мінералах та рудах, які є головним джерелом видобутку металу. Хроміт (хромистий залізняк, FeO*Cr 2 O 3) вважається основною сполукою хрому. Ще одним досить поширеним, проте менш важливим мінералом є крокоїт PbCrO 4 .

Метал легко піддається плавці за температури 1907 0 С (2180 0 До або 3465 0 F). При температурі 2672 0 С - закипає. Атомна маса металу становить 51996 г/моль.

Хром є унікальним металом завдяки своїм магнітним властивостям. В умовах кімнатної температурийому притаманне антиферомагнітне впорядкування, у той час, як інші метали мають його в умовах виключно знижених температур. Однак якщо хром нагріти вище 37 0 С, фізичні властивості хрому змінюються. Так, істотно змінюється електроопір та коефіцієнт лінійного розширення, модуль пружності досягає мінімального значення, а внутрішнє тертя значно збільшується. Таке явище пов'язане з проходженням точки Нееля, за якої антиферомагнітні властивості матеріалу здатні змінюватися на парамагнітні. Це означає, що перший рівень пройдено, і речовина різко збільшилася обсягом.

Будова хрому є об'ємно-центрованими гратами, завдяки яким метал характеризується температурою крихко-в'язкого періоду. Однак, у випадку з даним металом, величезне значення має ступінь чистоти, тому величина знаходиться в межах -50 0 С - +350 0 С. Як показує практика, розкристалізований метал не має ніякої пластичності, але м'який відпал і формування роблять його ковким.

Хімічні властивості хрому

Атом має наступну зовнішню конфігурацію: 3d 5 4s 1 . Як правило, у сполуках хром має наступні ступені окислення: +2, +3, +6, серед яких найбільшу стійкість виявляє Сr 3+ . , +4, +5.

Метал не відрізняється особливою хімічною активністю. Під час знаходження хрому у звичайних умовах, метал виявляє стійкість до вологи та кисню. Однак, дана характеристика не відноситься до з'єднання хрому і фтору - CrF 3 яке при впливі температур, що перевищують 600 0 С, взаємодіє з парами води, утворюючи в результаті реакції Сr 2 Про 3 , а також азотом, вуглецем і сіркою.

Під час нагрівання металевого хрому він взаємодіє з галогенами, сіркою, кремнієм, бором, вуглецем, а також деякими іншими елементами, в результаті чого виходять наступні хімічні реакціїхрому:

Cr + 2F 2 = CrF 4 (з домішкою CrF 5)

2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3

2Cr + 3S = Cr 2 S 3

Хромати можна отримати, якщо нагріти хром із розплавленою содою на повітрі, нітратами або хлоратами лужних металів:

2Cr + 2Na 2 CO 3 + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2 .



Хром не має токсичності, чого не можна сказати про деякі його сполуки. Як відомо, пил даного металу, при попаданні в організм, може дратувати легені, через шкіру він не засвоюється. Але, оскільки в чистому вигляді він не зустрічається, то його потрапляння до людський організмє неможливим.

Тривалентний хром потрапляє в навколишнє середовищепід час видобутку та переробки хромової руди. У людський організм попадання хрому ймовірно у вигляді харчової добавки, яка використовується в програмах схуднення. Хром із валентністю, що дорівнює +3, є активним учасником синтезу глюкози. Вчені встановили, що надмірне вживання хрому особливої ​​шкоди людському організму не завдає, оскільки не відбувається його всмоктування, проте він здатний накопичуватися в організмі.

Сполуки, в яких бере участь шестивалентний метал, є вкрай токсичними. Імовірність їх потрапляння в організм людини з'являється під час виробництва хроматів, хромування предметів, під час проведення деяких зварювальних робіт. Попадання такого хрому в організм може призвести до серйозних наслідків, оскільки сполуки, в яких присутній шестивалентний елемент, є сильними окислювачами. Тому, можуть викликати кровотечу в шлунку та кишечнику, іноді з проривом кишечника. У разі потрапляння таких сполук на шкіру виникають сильні хімічні реакції у вигляді опіків, запалень, виникнення виразок.

Залежно від якості хрому, яке необхідно отримати на виході, існує кілька способів виробництва металу: електроліз концентрованих водних розчинів оксиду хрому, електроліз сульфатів, а також відновленням оксидом кремнію. Однак останній спосіб не дуже популярний, так як при ньому на виході виходить хром з величезною кількістю домішок. Крім того, він також є економічно невигідним.

Характерні ступені окислення хрому

Ступінь окислення	Оксид	Гідроксид	Характер	Переважні форми у розчинах	Примітки
+2	CrO (чорний)	Cr(OH)2 (жовтий)	Основний	Cr2+ (солі блакитного кольору)	Дуже сильний відновник
	Cr2O3 (зелений)	Cr(OH)3 (сіро-зелений)	Амфотерний	Cr3+ (зелені або лілові солі) - (Зелений)
+4	CrO2	не існує	Несолетворний	-	Зустрічається рідко, малохарактерна
+6	CrO3 (червоний)	H2CrO4 H2Cr2O7	Кислотний	CrO42-(хромати, жовті) Cr2O72- (дихромати, помаранчеві)	Перехід залежить від середовищі рН. Найсильніший окислювач, гігроскопічний, дуже отруйний.