Оксид хрома ii: Свойства соединений хрома(II,III). Подготовка к ЕГЭ по химии. | Твой репетитор по химии👋

Содержание

Оксид хрома(II), химические свойства, получение

1

H

1,008

1s1

2,2

Бесцветный газ

пл=-259°C

кип=-253°C

2

He

4,0026

1s2

Бесцветный газ

кип=-269°C

3

Li

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

пл=180°C

кип=1317°C

4

Be

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

пл=1278°C

кип=2970°C

5

B

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

пл=2300°C

кип=2550°C

6

C

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

пл=3550°C

кип=4830°C

7

N

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

пл=-210°C

кип=-196°C

8

O

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

пл=-218°C

кип=-183°C

9

F

18,998

2s2 2p5

4,0

Бледно-желтый газ

пл=-220°C

кип=-188°C

10

Ne

20,180

2s2 2p6

Бесцветный газ

пл=-249°C

кип=-246°C

11

Na

22,990

3s1

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

пл=98°C

кип=892°C

12

Mg

24,305

3s

2

1,31

Серебристо-белый металл

пл=649°C

кип=1107°C

13

Al

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

пл=660°C

кип=2467°C

14

Si

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

пл=1410°C

кип=2355°C

15

P

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

пл=44°C

кип=280°C

16

S

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

пл=113°C

кип=445°C

17

Cl

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

пл=-101°C

кип=-35°C

18

Ar

39,948

3s2 3p6

Бесцветный газ

пл=-189°C

кип=-186°C

19

K

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

пл=64°C

кип=774°C

20

Ca

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

пл=839°C

кип=1487°C

21

Sc

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

пл=1539°C

кип=2832°C

22

Ti

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

пл=1660°C

кип=3260°C

23

V

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

пл=1890°C

кип=3380°C

24

Cr

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

пл=1857°C

кип=2482°C

25

Mn

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

пл=1244°C

кип=2097°C

26

Fe

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

пл=1535°C

кип=2750°C

27

Co

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

пл=1495°C

кип=2870°C

28

Ni

58,693

3d8 4s

2

1,91

Серебристо-белый металл

пл=1453°C

кип=2732°C

29

Cu

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

пл=1084°C

кип=2595°C

30

Zn

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

пл=420°C

кип=907°C

31

Ga

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

пл=30°C

кип=2403°C

32

Ge

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

пл=937°C

кип=2830°C

33

As

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

субл=613°C

(сублимация)

34

Se

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

пл=217°C

кип=685°C

35

Br

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

пл=-7°C

кип=59°C

36

Kr

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

пл=-157°C

кип=-152°C

37

Rb

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

пл=39°C

кип=688°C

38

Sr

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

пл=769°C

кип=1384°C

39

Y

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

пл=1523°C

кип=3337°C

40

Zr

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

пл=1852°C

кип=4377°C

41

Nb

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

пл=2468°C

кип=4927°C

42

Mo

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

пл=2617°C

кип=5560°C

43

Tc

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

пл=2172°C

кип=5030°C

44

Ru

101,07

4d7 5s

1

2,2

Серебристо-белый металл

пл=2310°C

кип=3900°C

45

Rh

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

пл=1966°C

кип=3727°C

46

Pd

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1552°C

кип=3140°C

47

Ag

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

пл=962°C

кип=2212°C

48

Cd

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

пл=321°C

кип=765°C

49

In

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

пл=156°C

кип=2080°C

50

Sn

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

пл=232°C

кип=2270°C

51

Sb

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

пл=631°C

кип=1750°C

52

Te

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

пл=450°C

кип=990°C

53

I

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

пл=114°C

кип=184°C

54

Xe

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

пл=-112°C

кип=-107°C

55

Cs

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

пл=28°C

кип=690°C

56

Ba

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

пл=725°C

кип=1640°C

57

La

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

пл=920°C

кип=3454°C

58

Ce

140,12

f-элемент

Серебристый металл

пл=798°C

кип=3257°C

59

Pr

140,91

f-элемент

Серебристый металл

пл=931°C

кип=3212°C

60

Nd

144,24

f-элемент

Серебристый металл

пл=1010°C

кип

=3127°C

61

Pm

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

пл=1080°C

кип=2730°C

62

Sm

150,36

f-элемент

Серебристый металл

пл=1072°C

кип=1778°C

63

Eu

151,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=822°C

кип=1597°C

64

Gd

157,25

f-элемент

Серебристый металл

пл=1311°C

кип=3233°C

65

Tb

158,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1360°C

кип=3041°C

66

Dy

162,50

f-элемент

Серебристый металл

пл=1409°C

кип=2335°C

67

Ho

164,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1470°C

кип=2720°C

68

Er

167,26

f-элемент

Серебристый металл

пл=1522°C

кип=2510°C

69

Tm

168,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1545°C

кип=1727°C

70

Yb

173,04

f-элемент

Серебристый металл

пл=824°C

кип=1193°C

71

Lu

174,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=1656°C

кип=3315°C

72

Hf

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

пл=2150°C

кип=5400°C

73

Ta

180,95

5d3 6s2

Серый металл

пл=2996°C

кип=5425°C

74

W

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

пл=3407°C

кип=5927°C

75

Re

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

пл=3180°C

кип=5873°C

76

Os

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

пл=3045°C

кип=5027°C

77

Ir

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

пл=2410°C

кип=4130°C

78

Pt

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1772°C

кип=3827°C

79

Au

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

пл=1064°C

кип=2940°C

80

Hg

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

пл=-39°C

кип=357°C

81

Tl

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

пл=304°C

кип=1457°C

82

Pb

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

пл=328°C

кип=1740°C

83

Bi

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

пл=271°C

кип=1560°C

84

Po

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

пл=254°C

кип=962°C

85

At

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=302°C

кип=337°C

86

Rn

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

пл=-71°C

кип=-62°C

87

Fr

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=27°C

кип=677°C

88

Ra

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=700°C

кип=1140°C

89

Ac

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=1047°C

кип=3197°C

90

Th

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

пл=1132°C

кип=3818°C

93

Np

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Получение оксида хрома 2. Оксиды хрома (II), (III) и (VI)

Хром образует три оксида: CrO, Cr 2 O 3 , CrO 3 .

Оксид хрома (II) CrO — пирофорный черный порошок. Обла­дает основными свойствами.

В окислительно-восстановительных реакциях ведет себя как восстановитель:

CrO получают разложением в вакууме карбонила хрома Cr(СО) 6 при 300°С.

Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 — тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств. Образуется при взаимодействии Cr и O 2 при высокой температуре. В лаборатории оксид хрома (III) можно получить нагреванием дихромата аммония:

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

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Cr 2 O 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +3Н 2 О

При взаимодействии с щелочами в расплаве образуются со­единения хрома (III) — хромиты (в отсутствие кислорода): Cr 2 O 3 +2NaOH=2NaCrO 2 +Н 2 О

В воде оксид хрома (III) нерастворим.

В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III) ведет себя как восстановитель:

Оксид хрома (VI) CrO 3 — хромовый ангидрид, представляет собой темно-красные игольчатые кристаллы. При нагревании около 200°С разлагается:

4CrO 3 =2Cr 2 O 3 +3O 2 ­

Легко растворяется в воде, имея кислотный характер, образу­ет хромовые кислоты. С избытком воды образуется хромовая кис­лота H 2 CrO 4:

CrO 3 +Н 2 O=Н 2 CrO 4

При большой концентрации CrO 3 образуется дихромовая кис­лота Н 2 Cr 2 О 7:

2CrO 3 +Н 2 О=Н 2 Cr 2 О 7

которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:

Н 2 Cr 2 О 7 +Н 2 О=2Н 2 CrO 4

Хромовые кислоты существуют только в водном растворе, ни одна из этих кислот в свободном состоянии не выделена. Однако соли их весьма устойчивы.

Оксид хрома (VI) является сильным окислителем:

3S+4CrO 3 =3SO 2 ­+2Cr 2 O 3

Окисляет иод, серу, фосфор, уголь, превращаясь в Cr 2 O 3 . Получают CrO 3 действием избытка концентрированной сер­ной кислоты на насыщенный водный раствор дихромата натрия: Na 2 Cr 2 O 7 +2H 2 SO 4 =2CrO 3 +2NaHSO 4 +H 2 O Следует отметить сильную токсичность оксида хрома (VI).

Несколько химических соединений, состоящих из двух простых элементов — Cr и O, — относятся к классу неорганических соединений — оксидов. Их общее название — оксид хрома, далее в скобках принято римскими цифрами указывать валентность металла. Другие их названия и химические формулы:

  • хром (II) оксид — закись хрома, CrO;
  • хром (III) оксид — хромовая зелень, сесквиоксид хрома, Cr2O3;
  • хром (IV) оксид — окись хрома, CrO2;
  • хром (VI) оксид — хромовый ангидрид, трехокись хрома, CrO3.

Соединение, в котором металл шестивалентен, и есть высший оксид хрома. Это твердое вещество без запаха, по внешнему виду представляющее собой (на воздухе они расплываются из-за сильной гигроскопичности). Молярная масса — 99,99 г/моль. Плотность при 20 °С равняется 2,70 г/см³. Температура плавления — 197 °С, кипения — 251 °С. При 0 °С в воде растворяется 61,7 г/100, при 25 °С — 63 г/100 мл, при 100 °С — 67,45 г/100 мл. Окисел также растворяется в серной кислоте (это хромовая смесь, которую используют в лабораторной практике для мытья химической посуды) и этиловом спирте, этиловом эфире, уксусной кислоте, ацетоне. При 450 °С разлагается до Cr2O3.

Хром (VI) оксид применяется в процессе электролиза (для получения чистого хрома), для хроматирования оцинкованных изделий, в электролитическом хромировании, как сильный окислитель (для производства индиго и изатина). хрома используется для обнаружения алкоголя в выдыхаемом воздухе. Взаимодействие протекает по схеме: 4CrO3 + 6h3SO4 + 3C2H5OH → 2Cr2(SO4)3 + 3Ch4COOH +9h3O. На наличие алкоголя указывает изменение окраски раствора (приобретает зеленый цвет).

Хром (VI) оксид, как и все соединения шестивалентного Cr, является сильным ядом (летальная доза — 0,1 г). Из-за своей высокой активности CrO3 вызывает возгорание (со взрывами) при соприкосновении с ними. Несмотря на малую летучесть, высший оксид хрома опасен при вдыхании, так как вызывает рак легких. При контакте с кожей (даже при скором его удалении) вызывает раздражения, дерматиты, экземы, провоцирует развитие рака.

Окисел с четырехвалентным хромом CrO2 по внешнему виду представляет собой твердое вещество в виде черных тетраэдрических ферромагнитных кристаллов. Оксид хрома 4 имеет молярную массу 83,9949 г/моль, плотность 4,89 г/см³. Вещество плавится, одновременно разлагаясь, при температуре 375 °С. В воде не растворяется. Используется в носителях магнитной записи в качестве рабочего вещества. С ростом популярности компакт-дисков и DVD-дисков использование хрома (IV) оксида снизилось. Был впервые синтезирован в 1956 году химиком из компании EI DuPont Норман Л. Коксом путем разложения триоксида хрома в присутствии воды при температуре 640 °С и давлении 200 МПа. По лицензии DuPont выпускается компаниями Sony в Японии и BASF в Германии.

Оксид хрома 3 Cr2O3 представляет собой твердое мелкокристаллическое вещество от светло- до темно-зеленого цвета. Молярная масса равняется 151,99 г/моль. Плотность — 5,22 г/см³. Температура плавления — 2435 °С, кипения — 4000 °С. Показатель преломления чистого вещества — 2,551. Этот окисел не растворяется в воде, в спирте, ацетоне, кислоте. Поскольку его плотность приближается к плотности корунда, его вводят в составы полирующих средств (например, пасты ГОИ). Это один из хрома, который используется в качестве пигмента. Впервые по секретной технологии он был получен в 1838 году в виде прозрачной гидратированной формы. В природе встречается в виде хромистого железняка FeO.Cr2O3.

Окисел двухвалентного хрома — твердое вещество черного или красного цвета с температурой плавления 1550 °С. Плавится с разложением. Молярная масса — 67,996 г/моль. Оксид хрома (II) красного цвета не пирофорен, а это же вещество черного цвета является пирофорным. Порошок самовоспламеняется на воздухе, поэтому его можно хранить только под слоем в воды, так как с ней он не взаимодействует. Черную закись хрома получить в чистом виде очень сложно.

Для оксидов хрома с низшей валентностью характерны основные свойства, а для окисла с высшей валентностью — кислотные.

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.

Химические свойства хрома

При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.

4Cr + 3O 2 – t° →2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 – t° → 2CrCl 3

2Cr + N 2 – t° → 2CrN

2Cr + 3S – t° → Cr 2 S 3

В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3H 2 O → Cr 2 O 3 + 3H 2

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H 2 SO 4)

В отсутствии воздуха образуются соли Cr 2+ , а на воздухе – соли Cr 3+ .

Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2 ­

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

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.

Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O

Соединения хрома (II) — сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl 2 + 2HCl → 2CrCl 3 + H 2 ­

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3

Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH) 3 – t° → Cr 2 O 3 + 3H 2 O

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

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 – t° → Cr 2 O 3 + N 2 ­+ 4H 2 O­ (реакция «вулканчик»)

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr 2 O 3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr 2 O 3 + 2NaOH → 2NaCrO 2 + H 2 O

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

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

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

Гидроксид хрома (III) С r (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:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O Сr(ОН) 3 + ЗН + = Сr 3+ + 3H 2 O

Cr(OH) 3 + KOH → K , Сr(ОН) 3 + ЗОН — (конц.) = [Сr(ОН) 6 ] 3-

Cr(OH) 3 + KOH → KCrO 2 +2H 2 O Сr(ОН) 3 + МОН = МСrO 2(зел.) + 2Н 2 O (300-400 °С, М = Li, Na)

Сr(ОН) 3 →(120 o C H 2 O ) СrO(ОН) →(430-1000 0 С – H 2 O ) Cr 2 O 3

2Сr(ОН) 3 + 4NаОН (конц.) + ЗН 2 O 2(конц.) =2Na 2 СrO 4 + 8Н 2 0

Получение : осаждение гидратом аммиака из раствора солей хрома(Ш):

Сr 3+ + 3(NH 3 Н 2 O) = С r (ОН) 3 ↓ + ЗNН 4+

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2Cr(OH) 3 ↓+ 3Na 2 SO 4 (в избытке щелочи — осадок растворяется)

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:

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

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

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO 3 — ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия и H 2 SO 4 (конц.).

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

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

CrO 3 — кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO 4 2- :

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr 2 O 7 2- :

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

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

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

Дихромат калия – окислитель в кислой среде:

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

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

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

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

Хромат калия К 2 Cr О 4 . Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая окраска раствора отвечает иону СrO 4 2-), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К 2 Cr 2 O 7 . Окислитель (более слабый, чем К 2 Cr 2 O 7). Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион CrO 4 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:

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

2K 2 CrO 4(т) +16HCl (кон ц., гор.) =2CrCl 3 +3Cl 2 +8H 2 O+4KCl

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

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

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

Качественная реакция:

К 2 СгO 4 + ВаСl 2 = 2КСl + ВаCrO 4 ↓

2ВаСrO 4 (т)+ 2НСl (разб. ) = ВаСr 2 O 7(p) + ВаС1 2 + Н 2 O

Получение : спекание хромита с поташом на воздухе:

4(Сr 2 Fe ‖‖)O 4 + 8К 2 CO 3 + 7O 2 = 8К 2 СrO 4 + 2Fе 2 O 3 + 8СO 2 (1000 °С)

Дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 . Оксосоль. Техническое название хромпик . Оранжево-красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (оранжевая окраска раствора отвечает иону Сr 2 O 7 2-). В щелочной среде образует К 2 CrO 4 . Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции — синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н 2 O 2 , 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 Н 2 SO 4 (конц. ) — для мытья химической посуды.

Уравнения важнейших реакций:

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

K 2 Cr 2 O 7 (т) +14HCl (кон ц) =2CrCl 3 +3Cl 2 +7H 2 O+2KCl (кипячение)

K 2 Cr 2 O 7 (т) +2H 2 SO 4(96%) ⇌2KHSO 4 +2CrO 3 +H 2 O (“хромовая смесь”)

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

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

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

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

Cr 2 O 7 2- (конц) +2Ag + (разб.) =Ag 2 Cr 2 O 7 (т. красный) ↓

Cr 2 O 7 2- (разб.) +H 2 O +Pb 2+ =2H + + 2PbCrO 4 (красный) ↓

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

Получение: обработка К 2 СrO 4 серной кислотой:

2К 2 СrO 4 + Н 2 SO 4 (30%) = К 2 Cr 2 O 7 + К 2 SO 4 + Н 2 O

Открытие хрома относится к периоду бурного развития химико-аналитических исследований солей и минералов. В России химики проявляли особый интерес к анализу минералов, найденных в Сибири и почти неизвестных в Западной Европе. Одним из таких минералов была сибирская красная свинцовая руда (крокоит), описанная еще Ломоносовым. Минерал исследовался, но ничего, кроме окислов свинца, железа и алюминия в нем не было найдено. Однако в 1797 году Вокелен, прокипятив тонко измельченный образец минерала с поташом и осадив карбонат свинца, получил раствор, окрашенный в оранжево – красный цвет. Из этого раствора он выкристаллизовал рубиново-красную соль, из которой выделили окисел и свободный металл, отличный от всех известных металлов. Вокелен назвал его Хром ( Chrome ) от греческого слова окраска, цвет; правда здесь имелось в виду свойство не металла, а его ярко окрашенных солей .

Нахождение в природе.

Важнейшей рудой хрома, имеющей практическое значение, является хромит, приблизительный состав которого отвечает формуле FeCrO 4.

Он встречается в Малой Азии, на Урале, в Северной Америке, на юге Африки. Техническое значение имеет также вышеназванный минерал крокоит – PbCrO 4 . В природе встречаются также оксид хрома (3) и некоторые другие его соединения. В земной коре содержание хрома в пересчете на металл составляет 0,03%. Хром обнаружен на Солнце, звездах, метеоритах.

Физические свойства .

Хром – белый, твердый и хрупкий металл, исключительно химически стойкий к воздействию кислот и щелочей. На воздухе он окисляется, имеет на поверхности тонкую прозрачную пленку оксида. Хром имеет плотность 7,1 г/см 3 , его температура плавления составляет +1875 0 С.

Получение.

При сильном нагреве хромистого железняка с углем происходит восстановление хрома и железа:

FeO * Cr 2 O 3 + 4C = 2Cr + Fe + 4CO

В результате этой реакции образуется сплав хрома с железом, отличающийся высокой прочностью. Для получения чистого хрома, его восстанавливают из оксида хрома(3) алюминием:

Cr 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Cr

В данном процессе обычно используют два оксида – Cr 2 O 3 и CrO 3

Химические свойства.

Благодаря тонкой защитной пленке оксида, покрывающей поверхность хрома, он весьма устойчив к воздействию агрессивных кислот и щелочей. Хром не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотами, а также с фосфорной кислотой. Со щелочами хром вступает во взаимодействие при t = 600-700 о C. Однако хром взаимодействует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя водород:

2Cr + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2
2Cr + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2

При высокой температуре хром горит в кислороде, образуя оксид(III).

Раскаленный хром реагирует с парами воды:

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

Хром при высокой температуре реагирует также с галогенами, галоген — водородами, серой, азотом, фосфором, углем, кремнием, бором, например:

Cr + 2HF = CrF 2 + H 2
2Cr + N2 = 2CrN
2Cr + 3S = Cr 2 S 3
Cr + Si = CrSi

Вышеуказанные физические и химические свойства хрома нашли свое применение в различных областях науки и техники. Так, например, хром и его сплавы используются для получения высокопрочных, коррозионно-стойких покрытий в машиностроении. Сплавы в виде феррохрома используются в качестве металлорежущих инструментов. Хромированные сплавы нашли применение в медицинской технике, при изготовлении химического технологического оборудования.

Положение хрома в периодической системе химических элементов:

Хром возглавляет побочную подгруппу VI группы периодической системы элементов. Его электронная формула следующая:

24 Cr IS 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 5 4S 1

В заполнении орбиталей электронами у атома хрома нарушается закономерность, согласно которой сначала должна была бы заполнятся 4S – орбиталь до состояния 4S 2 . Однако, вследствие того, что 3d – орбиталь занимает в атоме хрома более выгодное энергетическое положение, происходит ее заполнение до значения 4d 5 . Такое явление наблюдается у атомов некоторых других элементов побочных подгрупп. Хром может проявлять степени окисления от +1 до +6. Наиболее устойчивыми являются cоединения хрома со степенями окисления +2, +3, +6.

Соединения двухвалентного хрома.

Оксид хрома (II) CrO – пирофорный черный порошок (пирофорность – способность в тонкораздробленном состоянии воспламенятся на воздухе). CrO растворяется в разбавленной соляной кислоте:

CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O

На воздухе при нагревании свыше 100 0 С CrO превращается в Cr 2 O 3 .

Соли двухвалентного хрома образуются при растворении металлического хрома в кислотах. Эти реакции проходят в атмосфере малоактивного газа (например H 2), т.к. в присутствии воздуха легко происходит окисление Cr(II) до Cr(III).

Гидроксид хрома получают в виде желтого осадка при действии раствора щелочи на хлорид хрома (II):

CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl

Cr(OH) 2 обладает основными свойствами, является восстановителем. Гидратированный ион Cr2+ окрашен в бледно – голубой цвет. Водный раствор CrCl 2 имеет синюю окраску. На воздухе в водных растворах соединения Cr(II) переходят в соединения Cr(III). Особенно это ярко выражается у гидроксида Cr(II):

4Cr(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Cr(OH) 3

Соединения трехвалентного хрома.

Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 – тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду. В лаборатории его можно получить нагреванием дихромата аммония:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2

Cr 2 O 3 – амфотерный оксид, при сплавлении со щелочами образует хромиты: Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Гидроксид хрома также является амфотерным соединением:

Cr(OH) 3 + HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
Cr(OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O

Безводный CrCl 3 имеет вид листочков темно-фиолетового цвета, совершенно нерастворим в холодной воде, при кипячении он растворяется очень медленно. Безводный сульфат хрома (III) Cr 2 (SO 4) 3 розового цвета, также плохо растворим в воде. В присутствии восстановителей образует фиолетовый сульфат хрома Cr 2 (SO 4) 3 *18H 2 O. Известны также зеленые гидраты сульфата хрома, содержащие меньшее количество воды. Хромовые квасцы KCr(SO 4) 2 *12H 2 O выкристаллизовываются из растворов, содержащих фиолетовый сульфат хрома и сульфат калия. Раствор хромовых квасцов при нагревании становится зеленым благодаря образованию сульфатов.

Реакции с хромом и его соединениями

Почти все соединения хрома и их растворы интенсивно окрашены. Имея бесцветный раствор или белый осадок, мы можем с большой долей вероятности сделать вывод об отсутствии хрома.

  1. Сильно нагреем в пламени горелки на фарфоровой чашке такое количество бихромата калия, которое поместится на кончике ножа. Соль не выделит кристаллизационной воды, а расплавится при температуре около 400 0 С с образование темной жидкости. Погреем ее еще несколько минут на сильном пламени. После охлаждения на черепке образуется зеленый осадок. Часть его растворим в воде (она приобретает желтый цвет), а другую часть оставим на черепке. Соль при нагревании разложилась, в результате образовался растворимый желтый хромат калия K 2 CrO 4 и зеленый Cr 2 O 3 .
  2. Растворим 3г порошкообразного бихромата калия в 50мл воды. К одной части добавим немного карбоната калия. Он растворится с выделением CO 2 , а окраска раствора станет светло – желтой. Из бихромата калия образуется хромат. Если теперь по порциям добавить 50% раствор серной кислоты, то снова появится красно – желтая окраска бихромата.
  3. Нальем в пробирку 5мл. раствора бихромата калия, прокипятим с 3мл концентрированной соляной кислоты под тягой. Из раствора выделяется желто-зеленый ядовитый газообразный хлор, потому, что хромат окислит HCl до Cl 2 и H 2 O. Сам хромат превратится в зеленый хлорид трехвалентного хрома. Его можно выделить выпариванием раствора, а потом, сплавив с содой и селитрой, перевести в хромат.
  4. При добавлении раствора нитрата свинца выпадает желтый хромат свинца; при взаимодействии с раствором нитрата серебра образуется красно – коричневый осадок хромата серебра.
  5. Добавим пероксид водорода к раствору бихромата калия и подкислим раствор серной кислотой. Раствор приобретает глубокий синий цвет благодаря образованию пероксида хрома. Пероксид при взбалтывании с некоторым количеством эфира перейдет в органический растворитель и окрасит его в голубой цвет. Данная реакция специфична для хрома и очень чувствительна. С ее помощью можно обнаружить хром в металлах и сплавах. Прежде всего необходимо растворить металл. При длительном кипячении с 30% — ной серной кислотой (можно добавить и соляную кислоту) хром и многие стали частично растворяются. Полученный раствор содержит сульфат хрома (III). Чтобы можно было провести реакцию обнаружения, сначала нейтрализуем его едким натром. В осадок выпадает серо-зеленый гидроксид хрома (III), который растворится в избытке NaOH и образует зеленый хромит натрия. Профильтруем раствор и добавим 30% -ый пероксид водорода. При нагревании раствор окрасится в желтый цвет, так как хромит окислится до хромата. Подкисление приведет к появлению голубой окраски раствора. Окрашенное соединение можно экстрагировать, встряхивая с эфиром.

Аналитические реакции на ионы хрома.

  1. К 3-4 каплям раствора хлорида хрома CrCl 3 прибавьте 2М раствор NaOH до растворения первоначально выпавшего осадка. Обратите внимание на цвет образовавшегося хромита натрия. Нагрейте полученный раствор на водяно бане. Что при этом происходит?
  2. К 2-3 каплям р-ра CrCl 3 прибавьте равный объем 8М раствора NaOH и 3-4 капли 3% р-ра H 2 O 2 . Нагрейте реакционную смесь на водяной бане. Что при этом происходит? Какой осадок образуется, если полученный окрашеный раствор нейтрализовать, добавить к нему CH 3 COOH, а затем Pb(NO 3) 2 ?
  3. Налейте в пробирку по 4-5 капель растворов сульфата хрома Cr 2 (SO 4) 3 , IMH 2 SO 4 и KMnO 4 . Нагрейте реакционную смест в течение нескольких минут на водяной бане. Обратите внимание на изменение окраски раствора. Чем оно вызвано?
  4. К 3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K 2 Cr 2 O 7 прибавьте 2-3 капли раствора H 2 O 2 и перемешайте. Появляющиеся синее окрашивание раствора обусловлено возникновением надхромовой кислоты H 2 CrO 6:

Cr 2 O 7 2- + 4H 2 O 2 + 2H + = 2H 2 CrO 6 + 3H 2 O

Обратите внимание на на быстрое разложение H 2 CrO 6:

2H 2 CrO 6 + 8H+ = 2Cr 3+ + 3O 2 + 6H 2 O
синий цвет зеленый цвет

Надхромовая кислота значительно более устойчива в органических растворителях.

  1. К 3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K 2 Cr 2 O 7 прибавьте 5 капель изоамилового спирта, 2-3 капли раствора H 2 O 2 и взболтайте реакционную смесь. Всплывающий на верх слой органического растворителя окрашен в ярко-синий цвет. Окраска исчезает очень медленно. Сравните устойчивость H 2 CrO 6 в органической и водных фазах.
  2. При взаимодействии CrO 4 2- и ионами Ba 2+ выпадает желтый осадок хромата бария BaCrO 4 .
  3. Нитрат серебра образует с ионами CrO 4 2- осадок хромата серебра кирпично-красного цвета.
  4. Возьмите три пробирки. В одну из них поместите 5- 6 капель раствора K 2 Cr 2 O 7 , во вторую – такой же объем раствора K 2 CrO 4 , а в третью – по три капли обоих растворов. Затем добавте в каждую пробирку по три капли раствора иодида калия. Объясните полученный результат. Подкислите раствор во второй пробирке. Что при этом происходит? Почему?

Занимательные опыты с соединениями хрома

  1. Смесь CuSO 4 и K 2 Cr 2 O 7 при добавлении щелочи становится зеленой, а в присутствии кислоты становится желтой. Нагревая 2мг глицерина с небольшим количеством (NH 4) 2 Cr 2 O 7 с последующим добавлением спирта, после фильтрования получается ярко-зеленый раствор, который при добавлении кислоты становится желтым, а в нейтральной или щелочной среде становится зеленым.
  2. Поместить в центр консервной банки с термитом «рубиновую смесь» — тщательно растертый и помещенный в алюминиевую фольгу Al 2 O 3 (4,75г) с добавкой Cr 2 O 3 (0,25г). Чтобы банка подольше не остывала, необходимо закопать под верхний обрез в песок, а после поджигания термита и начала реакции, накрыть ее железным листом и засыпать песком. Банку выкопать через сутки. В итоге образуется красно – рубиновый порошок.
  3. 10г бихромата калия растирают с 5г нитрата натрия или калия и 10г сахара. Смесь увлажняют и смешивают с коллодием. Если порошок спрессовать в стеклянной трубке, а затем вытолкнуть палочку и поджечь ее с торца, то начнет выползать «змея», сначала черная, а после охлаждения — зеленая. Палочка диаметром 4 мм горит со скоростью около 2мм в секунду и удлиняется в 10 раз.
  4. Если смешать растворы сульфата меди и дихромата калия и добавить немного раствора аммиака, то выпадет аморфный коричневый осадок состава 4СuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O, который растворяется в соляной кислоте с образованием желтого раствора, а в избытке аммиака получается зеленый раствор. Если далее к этому раствору добавить спирт, то выпадет зеленый осадок, который после фильтрации становится синим, а после высушивания – сине-фиолетовым с красными блестками, хорошо видимыми при сильном освещении.
  5. Оставшийся после опытов «вулкан» или «фараоновы змеи» оксид хрома можно регенерировать. Для этого надо сплавить 8г Cr 2 O 3 и 2г Na 2 CO 3 и 2,5г KNO 3 и обработать остывший сплав кипятком. Получается растворимый хромат, который можно превратить и в другие соединения Cr(II) и Cr(VI), в том числе и исходный дихромат аммония.

Примеры окислительно – восстановительных переходов с участием хрома и его соединений

1. Cr 2 O 7 2- — Cr 2 O 3 — CrO 2 — — CrO 4 2- — Cr 2 O 7 2-

a) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 Oб) Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
в) 2NaCrO 2 + 3Br 2 + 8NaOH = 6NaBr +2Na 2 CrO 4 + 4H 2 O
г) 2Na 2 CrO 4 + 2HCl = Na 2 Cr 2 O 7 + 2NaCl + H 2 O

2. Cr(OH) 2 — Cr(OH) 3 — CrCl 3 — Cr 2 O 7 2- — CrO 4 2-

а) 2Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
б) Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
в) 2CrCl 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 O = K 2 Cr 2 O 7 + 2Mn(OH) 2 + 6HCl
г) K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O

3. CrO — Cr(OH) 2 — Cr(OH) 3 — Cr(NO 3) 3 — Cr 2 O 3 — CrO — 2
Cr 2+

а) CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
б) CrO + H 2 O = Cr(OH) 2
в) Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
г) Cr(OH) 3 + 3HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
д) 4Сr(NO 3) 3 = 2Cr 2 O 3 + 12NO 2 + O 2
е) Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Элемент хром в роли художника

Химики довольно часто обращались к проблеме создания искусственных пигментов для живописи. В XVIII-XIXвв была разработана технология получения многих живописных материалов. Луи Никола Воклен в 1797г., обнаруживший в сибирской красной руде ранее неизвестный элемент хром, приготовил новую, замечательно устойчивую краску – хромовую зелень. Хромофором ее является водный оксид хрома (III). Под названием « изумрудная зеленая» ее начали выпускать в 1837 году. Позже Л.Вокелен предложил несколько новых красок: баритовую, цинковую и хромовые желтые. Со временем они были вытеснены более стойкими желтыми, оранжевыми пигментами на основе кадмия.

Зеленая хромовая – самая прочная и светостойкая краска, не поддающаяся воздействию атмосферных газов. Растертая на масле хромовая зелень обладает большой кроющей силой и способна к быстрому высыханию, поэтому с XIX в. ее широко применяют в живописи. Огромное значение она имеет в росписи фарфора. Дело в том, что фарфоровые изделия могут декорироваться как подглазурной, так и надглазурной росписью. В первом случае краски наносят на поверхность лишь слегка обожженного изделия, которое затем покрывают слоем глазури. Далее следует основной, высокотемпературный обжиг: для спекания фарфоровой массы и оплавления глазури изделия нагревают до 1350 – 1450 0 С. Столь высокую температуру без химических изменений выдерживают очень немногие краски, а в старину таких вообще было только две – кобальтовая и хромовая. Черный оксид кобальта, нанесенный на поверхность фарфорового изделия, при обжиге сплавляется с глазурью, химически взаимодействуя с ней. В результате образуются ярко-синие силикаты кобальта. Такую декарированную кобальтом синюю фарфоровую посуду все хорошо знают. Оксид хрома (III) не взаимодействует химически с компонентами глазури и просто залегает между фарфоровыми черепками и прозрачной глазурью «глухим» слоем.

Помимо хромовой зелени художники применяют краски, полученные из волконскоита. Этот минерал из группы монтмориллонитов (глинистый минерал подкласса сложных силикатов Na(Mo,Al), Si 4 O 10 (OH) 2 был обнаружен в 1830г. русским минералогом Кеммерером и назван в честь М.Н Волконской – дочери героя битвы при Бородино генерала Н.Н. Раевского, жены декабриста С.Г.Волконского. Волконскоит представляет собой глину, содержащую до 24% оксида хрома, а так же оксиды аллюминея и железа (III). Непостоянство состава минерала, встечающегося на Урале, в Пермской и Кировской областях, обусловливает его разнообразную окраску – от цвета зимней потемневшей пихты до ярко-зеленого цвета болотной лягушки.

Пабло Пикассо обращался к геологам нашей страны с просьбой изучить запасы волконскоита, дающего краску неповторимо свежего тона. В настоящее время разработан способ получения искусственного волконскоита. Интересно отметить, что по данным современных исследований, русские иконописцы использовали краски из этого материала еще в средние века, задолго до его «официального» открытия. Известной популярностью пользовалась у художников и зелень Гинье (создана в 1837г.), хромоформ которой является гидрат окиси хрома Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, где часть воды химически связана, а часть адсорбирована. Этот пигмент придает краске изумрудный оттенок.

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

ВОПРОС 30. ОВР С ХРОМОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯМИ. ХИМИЯ ЕГЭ | Химия с Еленой Тарасовой

Приветствую вас, уважаемые читатели, на своем канале! В данной статье разберем окислительно-восстановительные реакции с хромом и его соединениями.

Хром

Хром в реакциях является восстановителем.

Рисунок 1. Восстановительные свойства хрома

Рисунок 1. Восстановительные свойства хрома

Чаще хром окисляется до степени окисления +3.

Рисунок 2. Восстановительные свойства хрома

Рисунок 2. Восстановительные свойства хрома

Также возможен переход хрома в степень окисления +6 под действием, например, солей-окислителей.

Рисунок 3. Восстановительные свойства хрома

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)

Рисунок 4. Восстановительные свойства оксида хрома (II)

Оксид хрома (III)

Обладает окислительно-восстановительной двойственностью.

Окислительные свойства

Рисунок 5. Окислительные свойства оксида хрома (III)

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.

Рисунок 6. Восстановительные свойства оксида хрома (III)

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)

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)

Рисунок 8. Восстановительные свойства гидроксида хрома (II)

Гидроксид хрома (III)

Характерны восстановительные свойства.

Рисунок 9. Восстановительные свойства гидроксида хрома (III)

Рисунок 9. Восстановительные свойства гидроксида хрома (III)

Хромовая h3CrO4 и двухромовая h3Cr2O7 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 10. Схемы превращений хроматов и дихроматов в различных средах

Рисунок 11. Окислительные свойства хроматов и дихроматов

Рисунок 11. Окислительные свойства хроматов и дихроматов

Рисунок 12. Окислительные свойства дихроматов

Рисунок 12. Окислительные свойства дихроматов

Соли Cr(2+)

Легко окисляются до соединений Cr(+3). Являются восстановителями.

Рисунок 13. Восстановительные свойства солей Cr(2+)

Рисунок 13. Восстановительные свойства солей Cr(2+)

Соли Cr(3+)

Проявляют окислительно-восстановительную двойственность.

Восстановительные свойства

Рисунок 14. Восстановительные свойства солей Cr(3+)

Рисунок 14. Восстановительные свойства солей Cr(3+)

Окислительные свойства

Рисунок 15. Окислительные свойства солей Cr(3+)

Рисунок 15. Окислительные свойства солей Cr(3+)

Гексагидроксохроматы (III)

Проявляют восстановительные свойства.

Рисунок 16. Восстановительные свойства гексагидроксохроматов

Рисунок 16. Восстановительные свойства гексагидроксохроматов

Если есть вопросы по данной статье, то пишите в комментариях!

Статью по теме: «ОВР с железом и его соединениями» можно посмотреть здесь.

Не забываем поставить лайк данной статье и подписаться на канал!

Успехом в изучении химии!

Хром

Хром / Chromium (Cr)
Атомный номер 24
Внешний вид простого вещества
твёрдый металл
голубовато-белого цвета
Свойства атома
Атомная масса
(молярная масса)
51,9961 а.  е. м. (г/моль)
Радиус атома 130 пм
Энергия ионизации
(первый электрон)
652,4 (6,76) кДж/моль (эВ)
Электронная конфигурация [Ar] 3d5 4s1
Химические свойства
Ковалентный радиус 118 пм
Радиус иона (+6e)52 (+3e)63 пм
Электроотрицательность
(по Полингу)
1,66
Электродный потенциал -0.74
Степени окисления 6, 3, 2, 0
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность 7,18 г/см³
Молярная теплоёмкость 23,3 Дж/(K·моль)
Теплопроводность 93,9 Вт/(м·K)
Температура плавления 2130 K
Теплота плавления 21 кДж/моль
Температура кипения 2945 K
Теплота испарения 342 кДж/моль
Молярный объём 7,23 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки кубическая
объёмноцентрированая
Параметры решётки 2,885 Å
Отношение c/a
Температура Дебая 460 K
Cr 24
51,9961
[Ar]3d54s1
Хром

Хром —элемент побочной подгруппы шестой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, атомный номер 24. Обозначается символом Cr (Chromium). Простое вещество хром (CAS-номер: 7440-47-3) — твёрдый металл голубовато-белого цвета.

История

Схема атома хрома

 

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. χρῶμα — цвет, краска — из-за разнообразия окраски своих соединений.

 

Добыча

 

Главные месторождения хромовых руд в РФ известны на Урале (Донские и Сарановское).

 

Разведанные запасы в Казахстане составляют свыше 350 млн. т (или 1 место в мире)

Получение

Хром встречается в природе в основном в виде хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромит железа). Из него получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом):

FeO · Cr2O3 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO↑

Феррохром применяют для производства легированных сталей.

Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:

1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе:

2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа;

3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат;

4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата углём:

Na2Cr2O7 + 2C → Cr2O3 + Na2CO3 + CO↑

5) с помощью алюминотермии получают металлический хром:

Cr2O3+ 2Al → Al2O3 + 2Cr + 130 ккал

6) с помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты. При этом на катодах совершаются в основном 3 процесса:

  • восстановление шестивалентного хрома до трехвалентного с переходом его в раствор;
  • разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода;
  • разряд ионов, содержащих шестивалентный хром, с осаждением металлического хрома;
Cr2O72− + 14Н+ + 12е = 2Cr + 7H2O

Физические и химические свойства

В свободном виде — голубовато-белый металл с кубической объемно-центрированной решеткой, а = 0,28845 нм. При температуре 39 °C переходит из парамагнитного состояния в антиферромагнитное (точка Нееля).

 

Хром является самым твердым металлом (твердость по шкале Мооса 8.5).

 

Устойчив на воздухе. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома(III) Cr2O3, обладающего амфотерными свойствами. Сплавляя Cr2O3 со щелочами получают хромиты:

Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O.

Непрокаленный оксид хрома(III) легко растворяется в щелочных растворах и в кислотах:

Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3Н2О.

При термическом разложении карбонила хрома Cr(СО)6 получают красный основной оксид хрома(II) CrO. Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH)2 со слабоосновными свойствами осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II).

При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO3 в гидротермальных условиях получают оксид хрома(IV) CrO2, который является ферромагнетиком и обладает металлической проводимостью.

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов образуются красные или фиолетово-красные кристаллы оксида хрома(VI) CrO3. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H2CrO4, дихромовую H2Cr2O7 и другие.

Известны галогениды, соответствующие разным степеням окисления хрома. Синтезированы дигалогениды хрома CrF2, CrCl2, CrBr2 и CrI2 и тригалогениды CrF3, CrCl3, CrBr3 и CrI3. Однако, в отличие от аналогичных соединений алюминия и железа, трихлорид CrCl3 и трибромид CrBr3 хрома нелетучи.

Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF4, тетрахлорид хрома CrCl4 существует только в парах. Известен гексафторид хрома CrF6.

Получены и охарактеризованы оксигалогениды хрома CrO2F2 и CrO2Cl2.

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).

В растворах наиболее устойчивы соединения хрома(III). В этой степени окисления хрому соответствуют как катионная форма, так и анионные формы, например, существующий в щелочной среде анион [Cr(OH)6]3−.

При окислении соединений хрома(III) в щелочной среде образуются соединения хрома(VI):

2Na3[Cr(OH)6] + 3H2O2 → 2Na2CrO4 + 2NaOH + 8H2O.

Хрому(VI) отвечает ряд существующих только в водных растворах кислот: хромовая H2CrO4, дихромовая H2Cr2O7, трихромовая H3Cr3O10 и другие, которые образуют соли — хроматы, дихроматы, трихроматы и т. д.

В зависимости от кислотности среды анионы этих кислот легко превращаются друг в друга. Например, при подкислении жёлтого раствора хромата калия K2CrO4 образуется оранжевый дихромат калия K2Cr2O7:

2K2CrO4 + 2HCl → K2Cr2O7 + 2KCl + Н2О.

Но если к оранжевому раствору K2Cr2O7 прилить раствор щёлочи, как окраска вновь переходит в жёлтую так как снова образуется хромат калия K2CrO4:

K2Cr2O7 + 2KOH → 2K2CrO4 + Н2О.

При добавлении к жёлтому раствору, содержащему хромат-ионы, раствора соли бария выпадает жёлтый осадок хромата бария BaCrO4:

Ba2+ + CrO42- → BaCrO4↓.

Соединения хрома(VI) — сильные окислители, например:

K2Cr2O7 + 14HCl → 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2↑ + 7H2O.

Применение

Хром важный компонент во многих легированных сталях (в частности, нержавеющих), а также и в ряде других сплавов. Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование). Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.

Биологическая роль и физиологическое действие

Хром — один из биогенных элементов, постоянно входит в состав тканей растений и животных. У животных хром участвует в обмене липидов, белков (входит в состав фермента трипсина), углеводов. Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.

 

Металлический хром практически нетоксичен, но металлическая пыль хрома раздражает ткани лёгких. Соединения хрома(III) вызывают дерматиты. Соединения хрома(VI) приводят к разным заболеваниям человека, в том числе и онкологическим. ПДК хрома(VI) в атмосферном воздухе 0,0015 мг/м³.

 

Соединения хрома

Хромтау

Реакции с оксидом хрома 3. Хром в природе и его промышленное извлечение.

Атомная и молекулярная масса хрома

Хром образует три оксида: CrO, Cr 2 O 3 , CrO 3 .

Оксид хрома (II) CrO — пирофорный черный порошок. Обла­дает основными свойствами.

В окислительно-восстановительных реакциях ведет себя как восстановитель:

CrO получают разложением в вакууме карбонила хрома Cr(СО) 6 при 300°С.

Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 — тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств. Образуется при взаимодействии Cr и O 2 при высокой температуре. В лаборатории оксид хрома (III) можно получить нагреванием дихромата аммония:

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

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Cr 2 O 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +3Н 2 О

При взаимодействии с щелочами в расплаве образуются со­единения хрома (III) — хромиты (в отсутствие кислорода): Cr 2 O 3 +2NaOH=2NaCrO 2 +Н 2 О

В воде оксид хрома (III) нерастворим.

В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III) ведет себя как восстановитель:

Оксид хрома (VI) CrO 3 — хромовый ангидрид, представляет собой темно-красные игольчатые кристаллы. При нагревании около 200°С разлагается:

4CrO 3 =2Cr 2 O 3 +3O 2 ­

Легко растворяется в воде, имея кислотный характер, образу­ет хромовые кислоты. С избытком воды образуется хромовая кис­лота H 2 CrO 4:

CrO 3 +Н 2 O=Н 2 CrO 4

При большой концентрации CrO 3 образуется дихромовая кис­лота Н 2 Cr 2 О 7:

2CrO 3 +Н 2 О=Н 2 Cr 2 О 7

которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:

Н 2 Cr 2 О 7 +Н 2 О=2Н 2 CrO 4

Хромовые кислоты существуют только в водном растворе, ни одна из этих кислот в свободном состоянии не выделена. Однако соли их весьма устойчивы.

Оксид хрома (VI) является сильным окислителем:

3S+4CrO 3 =3SO 2 ­+2Cr 2 O 3

Окисляет иод, серу, фосфор, уголь, превращаясь в Cr 2 O 3 . Получают CrO 3 действием избытка концентрированной сер­ной кислоты на насыщенный водный раствор дихромата натрия: Na 2 Cr 2 O 7 +2H 2 SO 4 =2CrO 3 +2NaHSO 4 +H 2 O Следует отметить сильную токсичность оксида хрома (VI).

Хром (Cr), химический элемент VI группы периодической системы Менделеева. Относится к переходным металлом с атомным номером 24 и атомной массой 51,996. В переводе с греческого, название металла означает «цвет». Такому названию металл обязан разнообразной цветовой гамме, которая присуща его различным соединениям.

Физические характеристики хрома

Металл обладает достаточной твердостью и хрупкостью одновременно. По шкале Мооса твердость хрома оценивается в 5,5. Этот показатель означает, что хром имеет максимальную твердость из всех известных на сегодня металлов, после урана, иридия, вольфрама и бериллия. Для простого вещества хрома характерен голубовато-белый окрас.

Металл не относится к редким элементам. Его концентрация в земной коре достигает 0,02% масс. долей. В чистом виде хром не встречается никогда. Он содержится в минералах и рудах, которые являются главным источником добычи металла. Хромит (хромистый железняк, FeO*Cr 2 O 3) считается основным соединением хрома. Еще одним достаточно распространенным, однако менее важным минералом, является крокоит PbCrO 4 .

Металл легко поддается плавке при температуре 1907 0 С (2180 0 К или 3465 0 F). При температуре в 2672 0 С — закипает. Атомная масса металла составляет 51,996 г/моль.

Хром является уникальным металлом благодаря своим магнитным свойствам. В условиях комнатной температуры ему присуще антиферромагнитное упорядочение, в то время, как другие металлы обладают им в условиях исключительно пониженных температур. Однако, если хром нагреть выше 37 0 С, физические свойства хрома изменяются. Так, существенно меняется электросопротивление и коэффициент линейного расширения, модуль упругости достигает минимального значения, а внутреннее трение значительно увеличивается. Такое явление связано с прохождением точки Нееля, при которой антиферромагнитные свойства материала способны изменяться на парамагнитные. Это означает, что первый уровень пройден, и вещество резко увеличилось в объеме.

Строение хрома представляет собой объемно-центрированную решетку, благодаря которой металл характеризуется температурой хрупко-вязкого периода. Однако, в случае с данным металлом, огромное значение имеет степень чистоты, поэтому, величина находится в пределах -50 0 С — +350 0 С. Как показывает практика, раскристаллизированный металл не имеет никакой пластичности, но мягкий отжиг и формовка делают его ковким.

Химические свойства хрома

Атом имеет следующую внешнюю конфигурацию: 3d 5 4s 1 . Как правило, в соединениях хром имеет следующие степени окисления: +2, +3, +6, среди которых наибольшую устойчивость проявляет Сr 3+ .Кроме этого существуют и другие соединения, в которых хром проявляет совершенно иную степень окисления, а именно: +1, +4, +5.

Металл не отличается особой химической активностью. Во время нахождения хрома в обычных условиях, металл проявляет устойчивость к влаге и кислороду. Однако, данная характеристика не относится к соединению хрома и фтора — CrF 3 , которое при воздействии температур, превышающих 600 0 С, взаимодействует с парами воды, образуя в результате реакции Сr 2 О 3 , а также азотом, углеродом и серой.

Во время нагревания металлического хрома, он взаимодействует с галогенами, серой, кремнием, бором, углеродом, а также некоторыми другими элементами, в результате чего получаются следующие химические реакции хрома:

Cr + 2F 2 = CrF 4 (с примесью CrF 5)

2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3

2Cr + 3S = Cr 2 S 3

Хроматы можно получить, если нагреть хром с расплавленной содой на воздухе, нитратами или хлоратами щелочных металлов:

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

Хром не обладает токсичностью, чего нельзя сказать о некоторых его соединениях. Как известно, пыль данного металла, при попадании в организм, может раздражать легкие, через кожу она не усваивается. Но, поскольку в чистом виде он не встречается, то его попадание в человеческий организм является невозможным.

Трехвалентный хром попадает в окружающую среду во время добычи и переработки хромовой руды. В человеческий организм попадание хрома вероятно в виде пищевой добавки, используемой в программах по похудению. Хром с валентностью, равной +3, является активным участником синтеза глюкозы. Ученые установили, что излишнее употребление хрома особого вреда человеческому организму не наносит, поскольку не происходит его всасывание, однако, он способен накапливаться в организме.

Соединения, в котором участвует шестивалентный металл, являются крайне токсичными. Вероятность их попадания в человеческий организм появляется во время производства хроматов, хромирования предметов, во время проведения некоторых сварочных работ. Попадание такого хрома в организм чревато серьезными последствиями, так как соединения, в которых присутствует шестивалентный элемент, представляют собой сильные окислители. Поэтому, могут вызвать кровотечение в желудке и кишечнике, иногда с прободением кишечника. При попадании таких соединений на кожу возникают сильные химические реакции в виде ожогов, воспалений, возникновения язв.

В зависимости от качества хрома, которое необходимо получить на выходе, существует несколько способов производства металла: электролизом концентрированных водных растворов оксида хрома, электролизом сульфатов, а также восстановлением оксидом кремния. Однако, последний способ не очень популярен, так как при нем на выходе получается хром с огромным количеством примесей. Кроме того, он также является экономически невыгодным.

Характерные степени окисления хрома
Степень окисления Оксид Гидроксид Характер Преобладающие формы в растворах Примечания
+2 CrO (чёрный) Cr(OH)2 (желтый) Основный Cr2+ (соли голубого цвета) Очень сильный восстановитель
Cr2O3 (зелёный) Cr(OH)3 (серо-зеленый) Амфотерный

Cr3+ (зеленые или лиловые соли)
— (зелёный)

+4 CrO2 не существует Несолеобразующий

Встречается редко, малохарактерна

+6 CrO3 (красный)

h3CrO4
h3Cr2O7

Кислотный

CrO42- (хроматы, желтые)
Cr2O72- (дихроматы, оранжевые)

Переход зависит от рН среды. Сильнейший окислитель, гигроскопичен, очень ядовит.

Гидроксид хрома (II) Cr(ОН) 2 получают в виде желтого осадка, обрабатывая растворы солей хрома (II) щелочами в отсутствие кислорода:

CrСl 2 +2NaOH=Cr(OH) 2 ¯+2NaCl

Cr(OH) 2 обладает типичными основными свойствами и явля­ется сильным восстановителем:

2Cr(OH) 2 +H 2 O+1/2O 2 =2Cr(OH) 3 ¯

Водные растворы солей хрома (II) получают без доступа воз­духа растворением металлического хрома в разбавленных кисло­тах в атмосфере водорода или восстановлением цинком в кислой среде солей трехвалентного хрома. Безводные соли хрома (II) белого цвета, а водные растворы и кристаллогидраты — синего цвета.

По своим химическим свойствам соли хрома (II) похожи на соли двухвалентного железа, но отличаются от последних более ярко выраженными восстановительными свойствами, т.е. легче, чем соответствующие соединения двухвалентного железа, окис­ляются. Именно поэтому очень трудно получать и хранить соеди­нения двухвалентного хрома.

Гидроксид хрома (III) Cr(ОН) 3 — студнеобразный осадок серо-зеленого цвета, его получают при действии щелочей на растворы солей хрома (III):

Cr 2 (SO 4) 3 +6NaOH=2Cr(OH) 3 ¯+3Na 2 SO 4

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами, растворяясь как в кислотах с образованием солей хрома (III):

2Cr(ОН) 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +6Н 2 О так и в щелочах с образованием гидроксихромитов: Cr(OH) 3 +NaOH=Na 3

При сплавлении Cr(ОН) 3 с щелочами образуются метахромиты и ортохромиты:

Cr(ОН) 3 +NaOH=NaCrO 2 +2Н 2 O Cr(ОН) 3 +3NaOH=Na 3 CrO 3 +3Н 2 О

При прокаливании гидроксида хрома (III) образуется оксид хрома (III):

2Cr(ОН) 3 =Cr 2 O 3 +3Н 2 O

Соли трехвалентного хрома как в твердом состоянии, так и в водных растворах окрашены. Например, безводный сульфат хрома (III) Cr 2 (SO 4) 3 фиолетово-красного цвета, водные растворы сульфата хрома (III) в зависимости от условий могут менять цвет от фиолетового до зеленого. Это объясняется тем, что в водных растворах катион Cr 3+ существует только в виде гидратированного иона 3+ благодаря склонности трехвалентного хрома к образованию комплексных соединений. Фиолетовый цвет вод­ных растворов солей хрома (III) обусловлен именно катионом 3+ . При нагревании комплексные соли хрома (III) могут

частично терять воду, образуя соли различного цвета, вплоть до зеленого.

Соли трехвалентного хрома сходны с солями алюминия по составу, строению кристаллической решетки, по растворимости; так, для хрома (III) так же, как и для алюминия, типично образо­вание хромокалиевых квасцов KCr(SO 4) 2 12Н 2 О, их применяют для дубления кож и в качестве протравы в текстильном деле.

Соли хрома (III)Cr 2 (SО 4) 3 , CrСl 3 и т.д. при хранении на воздухе устойчивы, а в растворах подвергаются гидролизу:

Cr 3+ +3Сl — +НОН«Cr(ОН) 2+ +3Сl — +Н +

Гидролиз идет по I ступени, но есть соли, которые гидролизуются нацело:

Cr 2 S 3 +Н 2 O=Cr(OH) 3 ¯+H 2 S­

В окислительно-восстановительных реакциях в щелочной среде соли хрома (III) ведут себя как восстановители:

Следует отметить, что в ряду гидроксидов хрома различных степеней окисления Cr(ОН) 2 — Cr(ОН) 3 — Н 2 CrО 4 закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Такое изменение свойств обусловлено увеличением степени окис­ления и уменьшением ионных радиусов хрома. В этом же ряду последовательно усиливаются окислительные свойства. Соедине­ния Cr (II) — сильные восстановители, легко окисляются, превра­щаясь в соединения хрома (III). Соединения хрома(VI) — сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения с промежуточной степенью окисления, т.е. соедине­ния хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстано­вителями проявлять окислительные свойства, переходя в соеди­нения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соедине­ния хрома (VI).

Оксид хрома (II) СrО — пирофорный черный порошок (пирофорность — способность в тонкораздробленном состоянии воспламенятьсяна воздухе). Получается окислением амальгамы хрома кислородом воздуха. Растворяется в разбавленной соляной кислоте:

На воздухе при нагревании выше 100° С оксид хрома (II) превращается в оксид хрома (III).

Соли хрома (II). По своим химическим свойствам соли Cr 2+ похожи на соли Fe 2+ . Обрабатывая их растворы щелочами в отсутствие кислорода, можно получить желтый осадок гидроксида хрома (II):

который обладает типичными основными свойствами. Является восстановителем. При прокаливании Cr(OH) 2 в отсутствие кислорода образуется оксид хрома (II) СrО. При прокаливании на воздухе превращается в Сr 2 О 3 .

Все соединения хрома (II) довольно неустойчивы и легко окисляются кислородом воздуха в соединения хрома (III):

Соли хрома (III). Соли трехвалентного хрома сходны с солями алюминия по составу, строению кристаллической решетки и растворимости. В водных растворах катион Сr 3+ встречается только в виде гидратированного иона [Сr(H 2 O) 6 ] 3+ , который придает раствору фиолетовый цвет (для простоты пишут Сr 3+).

При действии щелочей на соли хрома (Ш) выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) — Сr(ОН) 3 зеленого цвета:

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами, растворяясь как в кислотах с образованием солей хрома (III):

так и в щелочах с образованием тетрагидроксихромитов, т. е. солей, в которых Сг 3+ входит в состав аниона:

В результате прокаливания Сr(ОН) 3 можно получить оксид хрома (III) Сr 2 О 3 :

Оксид хрома (III) Сr 2 O 3 — тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств. Получается соединением элементов при высокой температуре.

Сr 2 О 3 представляет собой зеленые кристаллы, практически нерастворимые в воде. Сr 2 О 3 может быть также получен при прокаливании дихроматов калия и аммония:

При сплавлении Cr 2 O 3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения Сг 3+ , растворимые в воде:

Оксид хрома (VI) — кислотный оксид, ангидрид хромовой H 2 CrO 4 и дихромовойH 2 Cr 2 O 7 кислот.

Получается при взаимодействии концентрированной серной кислоты с насыщенным раствором дихромата натрия или калия:

СrО 3 имеет кислотный характер: легко растворяется в воде, образуя хромовые кислоты. С избытком воды образует хромовую кислоту H 2 CrO 4:

При большой концентрации СrО 3 образуется дихромовая кислота H 2 Cr 2 O 7:

которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:

Хромовые кислоты существуют только в водном растворе. Однако, их соли весьма устойчивы.

СrО 3 представляет собой ярко-красные кристаллы, легко растворимые в воде.Сильный окислитель: окисляет иод, серу, фосфор, уголь, превращаясь при этом в Cr 2 O 3 . Например:

При нагревании до 250° С разлагается:

Он реагируетсо щелочами, образуя желтые хроматы СrO 4 2- :

В кислой среде ион СrO 4 2- превращается в ион Сr 2 O 7 2- .

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

В кислой среде дихромат-ион восстанавливается до Сr 3+ :

Если сопоставить гидроксиды хрома с разной степенью окисления

Сr 2+ (ОН) 2 , Сr 3+ (ОН) 3 и Н 2 Сr 6+ O 4 , то легко сделать вывод, что с возрастанием степени окисления основные свойства гидроксидов ослабевают, а кислотные усиливаются.

Сr(ОН) 2 проявляет основные свойства, Сr(ОН) 3 — амфотерные, а H 2 CrO 4 — кислотные.

Хроматы и дихроматы (VI). Наиболее важными соединениями хрома в высшей степени окисления 6+ являются хромат (VI) калия К 2 СrО 4 и дихромат (VI) калия K 2 Cr 2 O 7 .

Хромовые кислоты образуют два ряда солей: хроматы -так называются соли хромовой кислоты, и дихроматы — так называются соли дихромовой кислоты. Хроматы окрашены в желтый цвет (цвет хромат-иона СrO 4 2-), дихроматы — в оранжевый (цвет дихромат-иона Сr 2 O 7 2-).

Дихроматы Na 2 Cr 2 O 7× 2Н 2 O и K 2 Cr 2 O 7 называются хромпиками. Они как окислители применяются в кожевенной (дубление кож), лакокрасочной, спичечной и текстильной промышленности. Хромовая смесь — так называется 3%-ный раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте — применяется в химических лабораториях для мытья стеклянной посуды.

Соли хромовых кислот в кислой среде — сильные окислители:

Соединения хрома (III) в щелочной среде играют роль восстановителей. Под действием различных окислителей — Cl 2 , Br 2 , H 2 O 2 , КмnO 4 и др. — они переходят в соединения хрома (IV) — хроматы:

Здесь соединение Cr (III) изображено в форме Na,так как в виде ионов Na + и — оно существует в избытке раствора щелочи.

Сильные окислители, такие, как KMnO 4 , (NH 4) 2 S 2 O 8 в кислойсреде переводят соединения Cr (III) в дихроматы:

Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степеней окисления в ряду: Cr 2+ ® Cr 3+ ® Cr 6+ . Соединения Cr (II) — сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения крома. (III). Соединения хрома (VI) — сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения с промежуточной степенью окисления, т. е. соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями (например, бромом, KMnO 4) проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).

Соли хрома (III) весьма разнообразны по окраске: фиолетовые, синие, зеленые, коричневые, оранжевые, красные и черные. Все хромовые кислоты и их соли, а также оксид хрома (VI) ядовиты: поражают кожу, дыхательные пути, вызывают воспаление глаз, поэтому, работая с ними, необходимо соблюдать все меры предосторожности.

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.

Химические свойства хрома

При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.

4Cr + 3O 2 – t° →2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 – t° → 2CrCl 3

2Cr + N 2 – t° → 2CrN

2Cr + 3S – t° → Cr 2 S 3

В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3H 2 O → Cr 2 O 3 + 3H 2

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H 2 SO 4)

В отсутствии воздуха образуются соли Cr 2+ , а на воздухе – соли Cr 3+ .

Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2 ­

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

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.

Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O

Соединения хрома (II) — сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl 2 + 2HCl → 2CrCl 3 + H 2 ­

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3

Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH) 3 – t° → Cr 2 O 3 + 3H 2 O

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

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 – t° → Cr 2 O 3 + N 2 ­+ 4H 2 O­ (реакция «вулканчик»)

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr 2 O 3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr 2 O 3 + 2NaOH → 2NaCrO 2 + H 2 O

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

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

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

Гидроксид хрома (III) С r (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:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O Сr(ОН) 3 + ЗН + = Сr 3+ + 3H 2 O

Cr(OH) 3 + KOH → K , Сr(ОН) 3 + ЗОН — (конц.) = [Сr(ОН) 6 ] 3-

Cr(OH) 3 + KOH → KCrO 2 +2H 2 O Сr(ОН) 3 + МОН = МСrO 2(зел.) + 2Н 2 O (300-400 °С, М = Li, Na)

Сr(ОН) 3 →(120 o C H 2 O ) СrO(ОН) →(430-1000 0 С – H 2 O ) Cr 2 O 3

2Сr(ОН) 3 + 4NаОН (конц.) + ЗН 2 O 2(конц.) =2Na 2 СrO 4 + 8Н 2 0

Получение : осаждение гидратом аммиака из раствора солей хрома(Ш):

Сr 3+ + 3(NH 3 Н 2 O) = С r (ОН) 3 ↓ + ЗNН 4+

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2Cr(OH) 3 ↓+ 3Na 2 SO 4 (в избытке щелочи — осадок растворяется)

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:

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

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

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO 3 — ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия и H 2 SO 4 (конц.).

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

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

CrO 3 — кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO 4 2- :

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr 2 O 7 2- :

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

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

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

Дихромат калия – окислитель в кислой среде:

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

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

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

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

Хромат калия К 2 Cr О 4 . Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая окраска раствора отвечает иону СrO 4 2-), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К 2 Cr 2 O 7 . Окислитель (более слабый, чем К 2 Cr 2 O 7). Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион CrO 4 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:

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

2K 2 CrO 4(т) +16HCl (кон ц., гор.) =2CrCl 3 +3Cl 2 +8H 2 O+4KCl

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

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

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

Качественная реакция:

К 2 СгO 4 + ВаСl 2 = 2КСl + ВаCrO 4 ↓

2ВаСrO 4 (т)+ 2НСl (разб. ) = ВаСr 2 O 7(p) + ВаС1 2 + Н 2 O

Получение : спекание хромита с поташом на воздухе:

4(Сr 2 Fe ‖‖)O 4 + 8К 2 CO 3 + 7O 2 = 8К 2 СrO 4 + 2Fе 2 O 3 + 8СO 2 (1000 °С)

Дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 . Оксосоль. Техническое название хромпик . Оранжево-красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (оранжевая окраска раствора отвечает иону Сr 2 O 7 2-). В щелочной среде образует К 2 CrO 4 . Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции — синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н 2 O 2 , 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 Н 2 SO 4 (конц. ) — для мытья химической посуды.

Уравнения важнейших реакций:

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

K 2 Cr 2 O 7 (т) +14HCl (кон ц) =2CrCl 3 +3Cl 2 +7H 2 O+2KCl (кипячение)

K 2 Cr 2 O 7 (т) +2H 2 SO 4(96%) ⇌2KHSO 4 +2CrO 3 +H 2 O (“хромовая смесь”)

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

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

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

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

Cr 2 O 7 2- (конц) +2Ag + (разб.) =Ag 2 Cr 2 O 7 (т. красный) ↓

Cr 2 O 7 2- (разб.) +H 2 O +Pb 2+ =2H + + 2PbCrO 4 (красный) ↓

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

Получение: обработка К 2 СrO 4 серной кислотой:

2К 2 СrO 4 + Н 2 SO 4 (30%) = К 2 Cr 2 O 7 + К 2 SO 4 + Н 2 O

Оксиды хрома – обзор

Структурное описание слоистых оксидов переходных металлов лития

На рисунке 1(a) показана слоистая структура, имеющая пространственную групповую симметрию R3¯m, которая известна как α -NaFeO 2 -типа структура. Оксиды переходных металлов лития, оксид лития, ванадия (LiVO 2 ), оксид лития и хрома (LiCrO 2 ), LiCoO 2 и LiNiO 2 кристаллизуются в виде этого структурного типа, в котором переходный металл (M) и литий Ионы (Li) расположены в позициях 3a и 3b, соответственно, в кубической плотноупакованной матрице кислорода, основанной на симметрии пространственной группы R3¯ m .Структурные данные для слоистых оксидов переходных металлов лития приведены в таблице 1. Листы лития и переходных металлов можно проиллюстрировать треугольной базальной сеткой, сформированной в октаэдрических позициях для структуры типа α-NaFeO 2 . В базисной плоскости эти позиции заняты ионами лития или переходного металла, что можно представить в виде структуры [1×1]. Листы [1×1] лития и [1×1] переходного металла складываются поочередно, что дает состав 1:1 Li/M для образования LiMO 2 .

Рис. 1. (а) Схематическое изображение кристаллической структуры структуры типа α-NaFeO 2 , изоструктурной с LiVO 2 , LiCrO 2 , LiCoO 2 и LiNiO

2.

Треугольная базисная сетка, сформированная в октаэдрических позициях, занята ионами лития или переходных металлов. Структурные данные приведены в табл. 1. (б) Схематическое изображение структуры шпинели-каркаса в послойной постановке. Листы сверхрешетки [2×2] из вакантных и занятых переходными металлами октаэдрических позиций в соотношении 1:3 и 3:1 нагромождаются поочередно, образуя шпинельно-каркасную структуру.Структурные данные приведены в табл. 1. (в) Схематическое изображение кристаллической структуры Li 2 MnO 3 . В листах переходных металлов сверхрешетка [√3×√3]R30° образована регулярным распределением ионов лития и марганца в соотношении 1:2, что обычно описывается как Li[Li 1/3 Mn 2/ 3 ]O 2 в многослойной рецептуре. Структурные данные приведены в таблице 1.

Таблица 1. Структурные данные оксидов переходных металлов лития (или натрия), которые можно классифицировать как слоистую структуру

a Параметры решетки приведены в шестиугольной постановке.

В материалах, родственных шпинели, т.е. AB 2 O 4 , ионы A расположены в тетраэдрических позициях, а ионы B находятся в октаэдрических позициях в кубической плотноупакованной матрице кислорода на основе пространственной групповой симметрии Fd3¯ м (кубическая) или I 4 1 / амд (тетрагональная). В случае оксидов переходных металлов лития ионы A и B представляют собой ионы лития и переходного металла соответственно, например, LiMn 2 O 4 и Li[Li 1/3 Ti 5/3 ]O 4 , как указано в таблице 1.Каркасная структура шпинели, в которой не учитывается расположение ионов А, может быть проиллюстрирована как слоистая структура на треугольной базальной сетке сайтов, как показано на рисунке 1(b). В двух типах базисных плоскостей вакантные октаэдрические позиции (□) и занятые октаэдрические позиции ионами переходных металлов регулярно распределяются, образуя [2×2] сверхрешетку, что означает, что размер элементарной ячейки в два раза больше, чем у [1× 1] структура. Сверхрешетка [2×2] дает состав 1:3 (или 3:1) □/M.Как показано на рис. 1(b), два типа листов сверхрешетки [2×2], т. е. 1:3 и 3:1 из □/M, укладываются друг на друга поочередно, что дает композицию 1:1 свободных и занятых октаэдрические участки с образованием □MO 2 . Плоскость кубической шпинели (111) эквивалентна плоскости (003) структуры типа α -NaFeO 2 в гексагональной оправе. Шпинельно-каркасная структура соответствует 25% регулярному смещению между листами лития и переходного металла структуры типа α-NaFeO 2 .Обратите внимание, что 50-процентное смещение между двумя листами дает структуру каменной соли.

Кристаллическая структура Li 2 MnO 3 также может быть представлена ​​в виде слоистой структуры, как показано на рисунке 1(c). Базовая плоскость листа из переходного металла также показана на рисунке. Плоское распределение ионов лития и марганца в листах переходных металлов называется сверхрешеткой [√3×√3]R30°, что означает, что элементарная ячейка в √3 раза больше, чем у структуры [1×1] с 30° вращение. Лист сверхрешетки [√3×√3]R30° дает состав 1:2 Li/M, который можно представить как [Li 1/3 Mn 2/3 ]. Кристаллическая структура Li 2 MnO 3 может быть построена путем поочередного наложения листов лития и [Li 1/3 Mn 2/3 ]. Li 2 MnO 3 обычно представлен как Li[Li 1/3 Mn 2/3 ]O 2 в многослойной композиции. Хотя сообщалось, что пространственная групповая симметрия Li 2 MnO 3 равна C 2/ m , как указано в таблице 1, способ суммирования [Li 1/3 Mn 2/3 ] листов не уникален.На рис. 2 показаны возможные модели, нагромождающие листы [Li 1/3 Mn 2/3 ] для построения структурных моделей на основе слоистой структуры. В структурной модели, показанной на рисунке 2(a), листы [Li 1/3 Mn 2/3 ] сложены с вращением, в котором идентичные ионы металлов закручиваются вдоль оси c , что дает пространственную групповую симметрию P 3 1 12. На рис. 2(b) показан способ укладки листов [Li 1/3 Mn 2/3 ] прямо, что соответствует симметрии пространственной группы C 2/. м .На рис. 2(c) показан другой метод нагромождения листов [Li 1/3 Mn 2/3 ], в котором идентичные ионы металлов располагаются зигзагообразными линиями вдоль оси c , что соответствует пространственной групповой симметрии . С 2/ с .

Рис. 2. Схематические изображения способов нагромождения листов переходного металла для создания слоистых структур: (a) винтовая модель, дающая пространственную группу симметрии P 3 1 12, (b) прямая модель, дающая пространственную группу симметрия C 2/ m , и (c) зигзагообразная модель, дающая симметрию пространственной группы C 2 /c .

Слоистые оксиды литиевых переходных металлов, описанные выше, состоят из кубической плотной (ст) упаковки, которую можно назвать стопкой O3 с точки зрения расположения ионов лития и порядка укладки листов MO 2 . В этих структурах ионы лития окружены шестью ионами кислорода, образуя расположение октаэдрического типа. Гексагонально плотнейшую упаковку можно назвать стопкой O1 по тем же обозначениям. Эти обозначения были впервые сформулированы исследовательской группой Дельмаса и Хагенмюллера. На рисунке 3 показаны три типа расположения ионов лития (щелочного металла), в которых «P», «O» и «T» означают «призматический», «октаэдрический» и «тетраэдрический» соответственно.На рис. 4 показаны структуры P2 и O2. Слоистые оксиды металла натрия натрия Na 2/3 [M I x M x M x M x M x x ] O 2 ] o 2 ] o 2 , где m I и M II представляют собой Li + , Mg 2+ , Ni 2+ , Co 3+ или Mn 4+ , могут быть материализованы как структура P2. Материалы на основе лития, полученные ионообменным методом из материалов на основе натрия типа Р2, имеют структуры О2 и/или Т2 с дефектом упаковки.

Рис. 3. Три типа расположения ионов лития (щелочного металла) для формирования кристаллической структуры в зависимости от способа укладки листов MO 2 . Эти местоположения соответствуют (а) призматическим, (б) октаэдрическим и (в) тетраэдрическим, которые относятся к «Р», «О» и «Т» соответственно.

Рис. 4. Схематические изображения структур P2 (a) и O2 (b). Структурные данные приведены в Таблице 1.

Произошла ошибка установки пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности.Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


Настройка браузера на прием файлов cookie

Существует множество причин, по которым файл cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее распространенные причины:

  • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки браузера, чтобы принять файлы cookie, или спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
  • Ваш браузер спрашивает, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файл cookie.
  • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Попробуйте другой браузер, если вы подозреваете это.
  • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы это исправить, установите правильное время и дату на своем компьютере.
  • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Предоставить доступ без файлов cookie потребует от сайта создания нового сеанса для каждой посещаемой вами страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в файле cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, если вы не решите ввести его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступ к остальной части вашего компьютера, и только сайт, создавший файл cookie, может его прочитать.

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


Настройка браузера на прием файлов cookie

Существует множество причин, по которым файл cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее распространенные причины:

  • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки браузера, чтобы принять файлы cookie, или спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
  • Ваш браузер спрашивает, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файл cookie.
  • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Попробуйте другой браузер, если вы подозреваете это.
  • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы это исправить, установите правильное время и дату на своем компьютере.
  • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Предоставить доступ без файлов cookie потребует от сайта создания нового сеанса для каждой посещаемой вами страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в файле cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, если вы не решите ввести его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступ к остальной части вашего компьютера, и только сайт, создавший файл cookie, может его прочитать.

процессов извлечения и переработки хрома из отработанных катализаторов фторирования на основе оксида хрома | База данных исследовательских проектов | Исследовательский проект грантополучателя | ОРД

Процессы извлечения и повторного использования хрома из отработанных катализаторов фторирования на основе оксида хрома

Номер контракта Агентства по охране окружающей среды: 68D99038
Заголовок: Процессы извлечения и переработки хрома из отработанных катализаторов фторирования оксида хрома
Исследователи: Кунс, Даррелл Э.
Малый бизнес: Химическая и металлургическая промышленность, Inc.
Контактное лицо Агентства по охране окружающей среды: Ричардс, апрель
Фаза: I
Период проекта: с 1 сентября 1999 г. по 1 марта 2000 г.
Сумма проекта: 70 000 долларов
RFA: Исследования инноваций в малом бизнесе (SBIR) — Фаза I (1999 г.) Текст RFA | Списки получателей
Категория исследований: Опасные отходы/восстановление , СБИР — Отходы , Исследования инноваций в малом бизнесе (SBIR)

Описание:

В рамках этого проекта Фазы I будут изучены новые методы извлечения хрома из отработанные катализаторы фторирования, являющиеся опасными твердыми отходами, с отходами минимизация.Предварительное расследование показало, что они представляют собой смесь, состоящую в основном из хрома (I и II), оксида и фторида хрома (III). У них есть стали чрезвычайно инертными при использовании в качестве высокотемпературного фторирования катализаторы и противостоять обычным методам растворения, окисления или восстановления содержал хром.

Chemical & Metal Industries, Inc. определила несколько перспективных маршрутов для извлечения хрома из этих отработанных катализаторов. Эти маршруты основаны на сообщил о химии хрома и многообещающих предварительных результатах химического и лаборатории Metal Industries.Каждый потенциальный маршрут будет изучен тщательно в Фазе I, так что только наиболее технически и экономически привлекательный процесс получит дальнейшее развитие на этапе II. Хром будет. извлекают либо в виде хромата натрия, либо в виде хлорида хрома (III). Обе эти соединения могут служить отличными промежуточными продуктами для производства хрома. (III) оксидные катализаторы, завершающие цикл рециркуляции извлеченного хрома.

Оксид хрома используется в качестве катализатора в производстве многих фторуглероды, поступающие на рынок в настоящее время после поэтапного отказа от хлорфторуглероды. Отработанные катализаторы содержат от 48 до 60 процентов хрома. Этот предлагаемый проект будет направлен на полное извлечение хрома из этого значительный вторичный ресурс и исключит эти материалы как опасные твердые отходы. Более 500 000 фунтов отработанного катализатора, содержащего от 250 000 до 300 000 фунтов хрома производятся в год, и ожидается, что эта скорость увеличивать. Хром будет извлекаться в форме, из которой может быть получен свежий катализатор фторирования.

Дополнительные ключевые слова:

малый бизнес, SBIR, опасные отходы, машиностроение, химия, EPA. , Научная дисциплина, Токсичные вещества, Отходы, Устойчивая промышленность/бизнес, Национальное рекомендуемое качество воды, более чистое производство/предотвращение загрязнения, Химия, Технология устойчивой окружающей среды, Инженерное дело, Опасные вещества, 33/50, хром и соединения хрома, минимизация отходов, Хром, утилизация, катализаторы, опасные отходы, утилизация металлов, утилизация металлов

Прогресс и окончательные отчеты:

  • Заключительный отчет
  • %PDF-1. 5 % 26 0 объект> эндообъект внешняя ссылка 26 858 0000000016 00000 н 0000018765 00000 н 0000018902 00000 н 0000017806 00000 н 0000018982 00000 н 0000019161 00000 н 0000037327 00000 н 0000037809 00000 н 0000037843 00000 н 0000037885 00000 н 0000038142 00000 н 0000038218 00000 н 0000051581 00000 н 0000067052 00000 н 0000081901 00000 н 0000096007 00000 н 0000108926 00000 н 0000121728 00000 н 0000122209 00000 н 0000122678 00000 н 0000123070 00000 н 0000123443 00000 н 0000123682 00000 н 0000123927 00000 н 0000124189 00000 н 0000124449 00000 н 0000135572 00000 н 0000149555 00000 н 0000172726 00000 н 0000185548 00000 н 0000194734 00000 н 0000197403 00000 н 0000197455 00000 н 0000197629 00000 н 0000197793 00000 н 0000197957 00000 н 0000198131 00000 н 0000198299 00000 н 0000198470 00000 н 0000198638 00000 н 0000198803 00000 н 0000198974 00000 н 0000199142 00000 н 0000199307 00000 н 0000199478 00000 н 0000199646 00000 н 0000199817 00000 н 0000199985 00000 н 0000200156 00000 н 0000200327 00000 н 0000200495 00000 н 0000200666 00000 н 0000200831 00000 н 0000200996 00000 н 0000201164 00000 н 0000201332 00000 н 0000201497 00000 н 0000201665 00000 н 0000201833 00000 н 0000201998 00000 н 0000202169 00000 н 0000202337 00000 н 0000202502 00000 н 0000202673 00000 н 0000202841 00000 н 0000203009 00000 н 0000203175 00000 н 0000203343 00000 н 0000203511 00000 н 0000203679 00000 н 0000203847 00000 н 0000204013 00000 н 0000204181 00000 н 0000204349 00000 н 0000204514 00000 н 0000204683 00000 н 0000204849 00000 н 0000205015 00000 н 0000205184 00000 н 0000205350 00000 н 0000205515 00000 н 0000205681 00000 н 0000205847 00000 н 0000206013 00000 н 0000206179 00000 н 0000206345 00000 н 0000206514 00000 н 0000206680 00000 н 0000206849 00000 н 0000207015 00000 н 0000207184 00000 н 0000207353 00000 н 0000207519 00000 н 0000207685 00000 н 0000207854 00000 н 0000208020 00000 н 0000208189 00000 н 0000208355 00000 н 0000208521 00000 н 0000208686 00000 н 0000208852 00000 н 0000208996 00000 н 0000209161 00000 н 0000209295 00000 н 0000209461 00000 н 0000209627 00000 н 0000209796 00000 н 0000209962 00000 н 0000210128 00000 н 0000210294 00000 н 0000210460 00000 н 0000210626 00000 н 0000210763 00000 н 0000210929 00000 н 0000211098 00000 н 0000211265 00000 н 0000211434 00000 н 0000211571 00000 н 0000211738 00000 н 0000211907 00000 н 0000212073 00000 н 0000212214 00000 н 0000212380 00000 н 0000212546 00000 н 0000212715 00000 н 0000212852 00000 н 0000213018 00000 н 0000213159 00000 н 0000213300 00000 н 0000213466 00000 н 0000213607 00000 н 0000213773 00000 н 0000213939 00000 н 0000214105 00000 н 0000214242 00000 н 0000214379 00000 н 0000214516 00000 н 0000214653 00000 н 0000214794 00000 н 0000214931 00000 н 0000215072 00000 н 0000215209 00000 н 0000215350 00000 н 0000215519 00000 н 0000215656 00000 н 0000215793 00000 н 0000215930 00000 н 0000216071 00000 н 0000216212 00000 н 0000216349 00000 н 0000216490 00000 н 0000216627 00000 н 0000216768 00000 н 0000216934 00000 н 0000217075 00000 н 0000217212 00000 н 0000217353 00000 н 0000217494 00000 н 0000217631 00000 н 0000217772 00000 н 0000217909 00000 н 0000218050 00000 н 0000218191 00000 н 0000218332 00000 н 0000218473 00000 н 0000218614 00000 н 0000218751 00000 н 0000218892 00000 н 0000219033 00000 н 0000219174 00000 н 0000219315 00000 н 0000219456 00000 н 0000219597 00000 н 0000219738 00000 н 0000219879 00000 н 0000220020 00000 н 0000220161 00000 н 0000220298 00000 н 0000220439 00000 н 0000220580 00000 н 0000220721 00000 н 0000220862 00000 н 0000221003 00000 н 0000221144 00000 н 0000221285 00000 н 0000221451 00000 н 0000221592 00000 н 0000221733 00000 н 0000221874 00000 н 0000222011 00000 н 0000222148 00000 н 0000222289 00000 н 0000222430 00000 н 0000222599 00000 н 0000222765 00000 н 0000222906 00000 н 0000223072 00000 н 0000223213 00000 н 0000223379 00000 н 0000223520 00000 н 0000223686 00000 н 0000223823 00000 н 0000223989 00000 н 0000224130 00000 н 0000224267 00000 н 0000224404 00000 н 0000224545 00000 н 0000224686 00000 н 0000224852 00000 н 0000224993 00000 н 0000225134 00000 н 0000225275 00000 н 0000225416 00000 н 0000225585 00000 н 0000225726 00000 н 0000225867 00000 н 0000226008 00000 н 0000226145 00000 н 0000226314 00000 н 0000226455 00000 н 0000226592 00000 н 0000226733 00000 н 0000226870 00000 н 0000227011 00000 н 0000227148 00000 н 0000227289 00000 н 0000227426 00000 н 0000227593 00000 н 0000227734 00000 н 0000227871 00000 н 0000228012 00000 н 0000228153 00000 н 0000228294 00000 н 0000228460 00000 н 0000228629 00000 н 0000228766 00000 н 0000228907 00000 н 0000229044 00000 н 0000229185 00000 н 0000229322 00000 н 0000229488 00000 н 0000229629 00000 н 0000229766 00000 н 0000229903 00000 н 0000230072 00000 н 0000230209 00000 н 0000230350 00000 н 0000230487 00000 н 0000230628 00000 н 0000230769 00000 н 0000230910 00000 н 0000231047 00000 н 0000231188 00000 н 0000231354 00000 н 0000231491 00000 н 0000231628 00000 н 0000231794 00000 н 0000231963 00000 н 0000232104 00000 н 0000232270 00000 н 0000232411 00000 н 0000232548 00000 н 0000232685 00000 н 0000232826 00000 н 0000232992 00000 н 0000233133 00000 н 0000233274 00000 н 0000233415 00000 н 0000233556 00000 н 0000233697 00000 н 0000233838 00000 н 0000233979 00000 н 0000234120 00000 н 0000234257 00000 н 0000234394 00000 н 0000234535 00000 н 0000234676 00000 н 0000234813 00000 н 0000234954 00000 н 0000235095 00000 н 0000235236 00000 н 0000235373 00000 н 0000235542 00000 н 0000235708 00000 н 0000235845 00000 н 0000236014 00000 н 0000236180 00000 н 0000236348 00000 н 0000236514 00000 н 0000236684 00000 н 0000236852 00000 н 0000237020 00000 н 0000237186 ​​00000 н 0000237917 00000 н 0000238083 00000 н 0000238814 00000 н 0000238980 00000 н 0000239146 00000 н 0000239877 00000 н 0000240043 00000 н 0000240774 00000 н 0000240940 00000 н 0000241106 00000 н 0000241272 00000 н 0000241444 00000 н 0000241610 00000 н 0000241776 00000 н 0000241942 00000 н 0000242114 00000 н 0000242280 00000 н 0000242452 00000 н 0000242624 00000 н 0000242796 00000 н 0000242962 00000 н 0000243134 00000 н 0000243306 00000 н 0000243478 00000 н 0000243650 00000 н 0000243822 00000 н 0000243994 00000 н 0000244166 00000 н 0000244332 00000 н 0000244504 ​​00000 н 0000244676 00000 н 0000244848 00000 н 0000245020 00000 н 0000245192 00000 н 0000245364 00000 н 0000245536 00000 н 0000245708 00000 н 0000245880 00000 н 0000246052 00000 н 0000246224 00000 н 0000246396 00000 н 0000246568 00000 н 0000246740 00000 н 0000246877 00000 н 0000247049 00000 н 0000247215 00000 н 0000247383 00000 н 0000247524 00000 н 0000247665 00000 н 0000247837 00000 н 0000247978 00000 н 0000248119 00000 н 0000248256 00000 н 0000248397 00000 н 0000248538 00000 н 0000248679 00000 н 0000248816 00000 н 0000248953 00000 н 0000249094 00000 н 0000249266 00000 н 0000249403 00000 н 0000249540 00000 н 0000249706 00000 н 0000249875 00000 н 0000250044 00000 н 0000250181 00000 н 0000250322 00000 н 0000250459 00000 н 0000250596 00000 н 0000250733 00000 н 0000250901 00000 н 0000251070 00000 н 0000251239 00000 н 0000251376 00000 н 0000251513 00000 н 0000251650 00000 н 0000251787 00000 н 0000251928 00000 н 0000252069 00000 н 0000252206 00000 н 0000252343 00000 н 0000252484 00000 н 0000252621 00000 н 0000252758 00000 н 0000252895 00000 н 0000253032 00000 н 0000253169 00000 н 0000253310 00000 н 0000253447 00000 н 0000253588 00000 н 0000253725 00000 н 0000253891 00000 н 0000254028 00000 н 0000254165 00000 н 0000254331 00000 н 0000254468 00000 н 0000254605 00000 н 0000254742 00000 н 0000254879 00000 н 0000255016 00000 н 0000255153 00000 н 0000255294 00000 н 0000255435 00000 н 0000255572 00000 н 0000255709 00000 н 0000255875 00000 н 0000256012 00000 н 0000256149 00000 н 0000256286 00000 н 0000256423 00000 н 0000256564 00000 н 0000256701 00000 н 0000256842 00000 н 0000256979 00000 н 0000257116 00000 н 0000257253 00000 н 0000257390 00000 н 0000257527 00000 н 0000257664 00000 н 0000257801 00000 н 0000257938 00000 н 0000258075 00000 н 0000258212 00000 н 0000258349 00000 н 0000258486 00000 н 0000258623 00000 н 0000258760 00000 н 0000258928 00000 н 0000259065 00000 н 0000259206 00000 н 0000259343 00000 н 0000259484 00000 н 0000259625 00000 н 0000259762 00000 н 0000259903 00000 н 0000260040 00000 н 0000260177 00000 н 0000260314 00000 н 0000260451 00000 н 0000260592 00000 н 0000260729 00000 н 0000260866 00000 н 0000261007 00000 н 0000261148 00000 н 0000261285 00000 н 0000261422 00000 н 0000261563 00000 н 0000261704 00000 н 0000261845 00000 н 0000261986 00000 н 0000262123 00000 н 0000262264 00000 н 0000262405 00000 н 0000262546 00000 н 0000262687 00000 н 0000262828 00000 н 0000262965 00000 н 0000263106 00000 н 0000263831 00000 н 0000263972 00000 н 0000264113 00000 н 0000264254 00000 н 0000264979 00000 н 0000265120 00000 н 0000265845 00000 н 0000265986 00000 н 0000266127 00000 н 0000266852 00000 н 0000266993 00000 н 0000267718 00000 н 0000267859 00000 н 0000268000 00000 н 0000268721 00000 н 0000268862 00000 н 0000269003 00000 н 0000269724 00000 н 0000270445 00000 н 0000270582 00000 н 0000270719 00000 н 0000270856 00000 н 0000271577 00000 н 0000271718 00000 н 0000272439 00000 н 0000273160 00000 н 0000273297 00000 н 0000274018 00000 н 0000274739 00000 н 0000274876 00000 н 0000275597 00000 н 0000276318 00000 н 0000277039 00000 н 0000277176 00000 н 0000277313 00000 н 0000278034 00000 н 0000278175 00000 н 0000278316 00000 н 0000278457 00000 н 0000279182 00000 н 0000279323 00000 н 0000279464 00000 н 0000279601 00000 н 0000279742 00000 н 0000279883 00000 н 0000280020 00000 н 0000280157 00000 н 0000280325 00000 н 0000280462 00000 н 0000280599 00000 н 0000280736 00000 н 0000280873 00000 н 0000281014 00000 н 0000281151 00000 н 0000281288 00000 н 0000281429 00000 н 0000281566 00000 н 0000281703 00000 н 0000281844 00000 н 0000281985 00000 н 0000282122 00000 н 0000282259 00000 н 0000282400 00000 н 0000282541 00000 н 0000282678 00000 н 0000282815 00000 н 0000282956 00000 н 0000283097 00000 н 0000283234 00000 н 0000283371 00000 н 0000283512 00000 н 0000283649 00000 н 0000283786 00000 н 0000283927 00000 н 0000284068 00000 н 0000284205 00000 н 0000284346 00000 н 0000284487 00000 н 0000284628 00000 н 0000284769 00000 н 0000284906 00000 н 0000285043 00000 н 0000285180 00000 н 0000285321 00000 н 0000285462 00000 н 0000285603 00000 н 0000285744 00000 н 0000285885 00000 н 0000286022 00000 н 0000286163 00000 н 0000286300 00000 н 0000286437 00000 н 0000286574 00000 н 0000286715 00000 н 0000286856 00000 н 0000286997 00000 н 0000287138 00000 н 0000287275 00000 н 0000287412 00000 н 0000287553 00000 н 0000287694 00000 н 0000287831 00000 н 0000287968 00000 н 0000288105 00000 н 0000288242 00000 н 0000288379 00000 н 0000288520 00000 н 0000288657 00000 н 0000288794 00000 н 0000288935 00000 н 0000289076 00000 н 0000289213 00000 н 0000289350 00000 н 0000289487 00000 н 0000289628 00000 н 0000289769 00000 н 0000289906 00000 н 00002 00000 н 00002 00000 н 00002

    00000 н 0000290458 00000 н 0000290599 00000 н 0000290736 00000 н 0000290873 00000 н 0000291010 00000 н 0000291151 00000 н 0000291288 00000 н 0000291425 00000 н 0000291566 00000 н 0000291707 00000 н 0000291844 00000 н 0000291985 00000 н 0000292122 00000 н 0000292259 00000 н 0000292400 00000 н 0000292537 00000 н 0000292678 00000 н 0000292819 00000 н 0000292960 00000 н 0000293101 00000 н 0000293242 00000 н 0000293379 00000 н 0000293520 00000 н 0000293657 00000 н 0000293798 00000 н 0000293935 00000 н 0000294076 00000 н 0000294217 00000 н 0000294358 00000 н 0000294495 00000 н 0000294636 00000 н 0000294773 00000 н 0000294910 00000 н 0000295051 00000 н 0000295192 00000 н 0000295329 00000 н 0000295466 00000 н 0000295607 00000 н 0000295748 00000 н 0000295889 00000 н 0000296030 00000 н 0000296167 00000 н 0000296304 00000 н 0000296445 00000 н 0000296582 00000 н 0000296723 00000 н 0000296860 00000 н 0000297001 00000 н 0000297138 00000 н 0000297279 00000 н 0000297416 00000 н 0000297553 00000 н 0000297694 00000 н 0000297831 00000 н 0000297972 00000 н 0000298113 00000 н 0000298254 00000 н 0000298391 00000 н 0000298560 00000 н 0000298701 00000 н 0000298842 00000 н 0000298979 00000 н 0000299148 00000 н 0000299317 00000 н 0000299486 00000 н 0000299652 00000 н 0000299824 00000 н 0000299996 00000 н 0000300137 00000 н 0000300274 00000 н 0000300446 00000 н 0000300587 00000 н 0000300759 00000 н 0000300896 00000 н 0000301037 00000 н 0000301178 00000 н 0000301319 00000 н 0000301456 00000 н 0000301597 00000 н 0000301734 00000 н 0000301871 00000 н 0000302012 00000 н 0000302149 00000 н 0000302290 00000 н 0000302431 00000 н 0000302572 00000 н 0000302709 00000 н 0000302846 00000 н 0000302987 00000 н 0000303124 00000 н 0000303265 00000 н 0000303406 00000 н 0000303547 00000 н 0000303684 00000 н 0000303854 00000 н 0000303995 00000 н 0000304165 00000 н 0000304334 00000 н 0000304503 00000 н 0000304644 00000 н 0000304785 00000 н 0000304922 00000 н 0000305063 00000 н 0000305200 00000 н 0000305341 00000 н 0000305482 00000 н 0000305619 00000 н 0000305756 00000 н 0000305893 00000 н 0000306030 00000 н 0000306171 00000 н 0000306312 00000 н 0000306453 00000 н 0000306594 00000 н 0000306735 00000 н 0000306876 00000 н 0000307017 00000 н 0000307158 00000 н 0000307299 00000 н 0000307440 00000 н 0000307581 00000 н 0000307722 00000 н 0000307863 00000 н 0000308004 00000 н 0000308141 00000 н 0000308310 00000 н 0000308447 00000 н 0000308588 00000 н 0000308725 00000 н 0000308866 00000 н 0000309007 00000 н 0000309148 00000 н 0000309285 00000 н 0000309422 00000 н 0000309563 00000 н 0000309704 00000 н 0000309845 00000 н 0000309982 00000 н 0000310707 00000 н 0000311432 00000 н 0000312157 00000 н 0000312298 00000 н 0000312439 00000 н 0000312580 00000 н 0000312721 00000 н 0000313452 00000 н 0000314183 00000 н 0000314914 00000 н 0000315083 00000 н 0000315252 00000 н 0000315389 00000 н 0000315530 00000 н 0000315667 00000 н 0000315804 00000 н 0000315941 00000 н 0000316078 00000 н 0000316215 00000 н 0000316356 00000 н 0000316497 00000 н 0000316634 00000 н 0000317365 00000 н 0000317506 00000 н 0000317647 00000 н 0000317784 00000 н 0000317925 00000 н 0000318066 00000 н 0000318203 00000 н 0000318373 00000 н 0000318510 00000 н 0000318647 00000 н 0000318788 00000 н 0000318925 00000 н 0000319062 00000 н 0000319234 00000 н 0000319375 00000 н 0000319512 00000 н 0000319653 00000 н 0000319790 00000 н 0000319927 00000 н 0000320064 00000 н 0000320205 00000 н 0000320342 00000 н 0000320479 00000 н 0000320616 00000 н 0000320753 00000 н 0000320894 00000 н 0000321031 00000 н 0000321168 00000 н 0000321305 00000 н 0000321442 00000 н 0000321583 00000 н 0000321720 00000 н 0000321857 00000 н 0000321994 00000 н 0000322131 00000 н 0000322268 00000 н 0000322405 00000 н 0000322542 00000 н 0000322679 00000 н 0000322816 00000 н 0000322957 00000 н 0000323129 00000 н 0000323266 00000 н 0000323403 00000 н 0000323540 00000 н 0000323712 00000 н 0000323849 00000 н 0000323990 00000 н 0000324127 00000 н 0000324268 00000 н 0000324440 00000 н 0000324612 00000 н 0000324753 00000 н 0000324890 00000 н 0000325031 00000 н 0000325203 00000 н 0000325375 00000 н 0000325512 00000 н 0000325653 00000 н 0000325790 00000 н 0000325931 00000 н 0000326103 00000 н 0000326244 00000 н 0000326385 00000 н 0000326526 00000 н 0000326667 00000 н 0000326808 00000 н 0000326949 00000 н 0000327090 00000 н 0000327231 00000 н 0000327372 00000 н 0000327509 00000 н 0000327646 00000 н 0000327783 00000 н 0000327920 00000 н 0000328057 00000 н 0000328194 00000 н 0000328331 00000 н 0000328468 00000 н 0000328609 00000 н 0000328746 00000 н 0000328883 00000 н 0000329020 00000 н 0000329157 00000 н 0000329294 00000 н 0000329431 00000 н 0000329568 00000 н 0000329705 00000 н 0000329842 00000 н 0000329979 00000 н 0000330116 00000 н 0000330253 00000 н 0000330390 00000 н 0000330527 00000 н 0000330664 00000 н 0000330805 00000 н 0000330942 00000 н 0000331079 00000 н 0000331216 00000 н 0000331357 00000 н 0000331494 00000 н 0000331631 00000 н 0000331768 00000 н 0000331905 00000 н 0000332077 00000 н 0000332214 00000 н 0000332351 00000 н 0000332488 00000 н 0000332629 00000 н 0000332770 00000 н 0000332942 00000 н 0000333114 00000 н 0000333286 00000 н 0000333458 00000 н 0000333630 00000 н 0000333802 00000 н 0000333974 00000 н 0000334146 00000 н 0000334318 00000 н 0000334490 00000 н 0000334662 00000 н 0000334834 00000 н 0000335006 00000 н 0000335178 00000 н 0000335351 00000 н 0000335524 00000 н 0000335697 00000 н трейлер ]>> startxref 0 %%EOF 29 0 объект>поток ;f `Ν#q~hԛ)k룂؄6؈SĊT

    5 интересных фактов о зеленом оксиде хрома

    Зеленый оксид хрома, также известный как оксид хрома (III), представляет собой очень стабильное, долговечное соединение, наиболее часто используемое в качестве пигмента. Из-за своей непрозрачности он широко используется для добавления цвета, но он также обладает термостойкими свойствами, которые делают его идеальным для многих промышленных применений в производстве красок, покрытий, чернил, керамики, огнеупоров и специального стекла.

    1. Зеленый оксид хрома использовался в чернилах для долларовых купюр

    Поскольку в конце Гражданской войны зеленый оксид хрома было трудно подделать, он входил в состав оригинальных чернил, используемых для печати американских банкнот. Сегодня министерство финансов использует специальные чернила и другие функции для повышения безопасности и предотвращения подделок.

    2. Зеленый оксид хрома придает цвет изделиям из стекла

    При производстве стекла добавление зеленого оксида хрома придает стеклу, как вы уже догадались, зеленый цвет. Чем выше концентрация, тем интенсивнее цвет. Коммерческим примером этого является бутылка вина. Это также обеспечивает некоторую защиту от света, чтобы сохранить вкус вина. Зеленый оксид хрома обычно используется в производстве огнеупорного кирпича для футеровки металлургических и стекловаренных печей/печей, поскольку он имеет температуру плавления 2300°C.

    3. Зеленый оксид хрома – пигмент для красок

    Зеленый оксид хрома часто используется в промышленных красках, которые подвержены сильному износу. Например, военную технику красят зеленой хромовой краской. Он сохраняет свой цвет при воздействии высокой температуры и света, что делает его идеальным для наружного применения.

    4. Зеленый оксид хрома в виде пасты можно использовать в качестве абразива для заточки лезвий
    .

    В форме пасты зеленый оксид хрома можно использовать для полировки стекла и заточки металлических лезвий.Он используется в качестве абразива для бритвенных станков, как показано в этом видео:

    5. Зеленый оксид хрома придает цвет пластмассовым изделиям и керамике

    Он не только придает цвет чернилам, стеклам и краскам, зеленый оксид хрома также придает зеленый оттенок пластмассе (например, бутылкам из-под газировки) и керамике. Он хорошо смешивается с глиной и может использоваться в качестве ингредиента в глазури.

    6. Дополнительный факт: нагревание дихромата аммония создает интересную демонстрацию

    При нагревании дихромат аммония разлагается на зеленый оксид хрома, азот и пары воды.Это видео демонстрирует вулканическую реакцию:

    Поговорите с экспертом

    Вы производитель покрытий, огнеупоров или стекла? Мы являемся стратегическим поставщиком зеленого оксида хрома (BassCrOx). Чтобы узнать больше о том, как BassTech International может вам помочь, свяжитесь с одним из наших специалистов-химиков.

    Исследователи возвращаются в будущее с оксидами хрома

    Кластеры оксида хрома, состоящие из атомов хрома и кислорода, ценятся за их уникальные электрические свойства, которые позволяют точно регулировать их проводимость. Добавление атомов кислорода к кластерам хрома повышает их металлические свойства. Изображение: Скотт Сейрес.

    Если вы достаточно взрослый, у вас все еще может лежать коробка с кассетами или кассетами VHS. Эти запоминающие устройства были популярны в 1970-х и 80-х годах, но с тех пор вышли из употребления, их заменили компакт-диски и другие цифровые носители. Теперь исследователи по-новому смотрят на оксиды хрома, магнитные химические соединения, которые когда-то использовались для покрытия поверхностей таких лент.

    В статье в журнале Американского химического общества Скотт Сайрес и Джейкоб Гарсия, исследователи из Центра прикладных структурных исследований биодизайна и Школы молекулярных наук Университета штата Аризона, сообщают об использовании масс-спектроскопии и сверхбыстрых лазерных импульсов для исследовать оксиды хрома в беспрецедентных подробностях.

    «Известно, что оксиды хрома обладают действительно интересными магнитными и электронными свойствами, — говорит Сейрес. «Это очень уникальный материал, который плохо изучен на молекулярном уровне».

    Известный как полуметалл, оксид хрома представляет собой неорганическое соединение, состоящее из атомов кислорода и хрома, которые объединяются, образуя кристаллическую структуру. Термин «полуметалл» указывает на тот факт, что электрические свойства оксида хрома могут меняться между металлическим поведением с высокой проводимостью и изолирующим поведением с низкой проводимостью, в зависимости от его электронной конфигурации.

    Используя свой метод опроса, Сейрес и Гарсия смогли описать поведение кластеров атомов оксида хрома. Эти кластеры можно точно настроить, чтобы изменить их электрическую проводимость, по-разному ведя себя как проволочные проводники электричества, полупроводники или изоляторы, в зависимости от количества присутствующих атомов кислорода. Одним из удивительных результатов этого исследования является то, что добавление атомов кислорода к соединениям хрома увеличивает их металлические свойства и что эти изменения можно очень точно контролировать.

    Эти открытия открывают двери для нового поколения электроники, которая вскоре может достичь минимально возможного масштаба, позволяя разрабатывать настраиваемые компоненты размером с молекулу, которые могут значительно увеличить возможности обработки и хранения данных в новых устройствах.

    Такие инновации являются частью продолжающегося изменения в электронике, известного как спинтроника. В то время как обычные электронные устройства управляют потоком электрического заряда, спинтроника также использует вращение, квантовое свойство электронов, потенциально приводящее к большей емкости хранения и более быстрой передаче данных.

    Основная идея впервые нашла свое воплощение в потребительских товарах в конце 1990-х годов в виде магнитных жестких дисков для компьютеров, емкость которых в несколько сотен раз больше, чем у их предшественников. Оксиды хрома особенно хорошо подходят для таких применений из-за их высокой спиновой полярности, меры диапазона состояний проводимости, которые могут принимать кластеры хрома, в зависимости от количества атомов кислорода (или степени окисления).

    В текущем исследовании Сейрес и Гарсия использовали фемтосекундный лазер в качестве камеры для наблюдения за движением электронов в возбужденном состоянии, фиксируя динамические события, происходящие в фемтосекундном временном масштабе.Когда атомы кислорода были добавлены к кластерам хрома, они смогли наблюдать тонкие переходы между изолирующими и металлическими проводящими свойствами.

    «Мы попытались взять наименьшие из возможных строительных блоков оксида хрома и изменить их атом за атомом, — говорит Сайрес. Результаты показывают, что объемные свойства оксида хрома сохраняются вплоть до чрезвычайно малого масштаба. «Это означает, что мы можем создавать новые устройства из очень небольшого количества материала, сохраняя при этом впечатляющие электронные свойства, которыми славятся оксиды хрома.

    В дополнение к новому поколению знакомых электронных устройств спинтроника на основе оксида хрома может помочь проложить путь к квантовым вычислениям.

    Эта статья адаптирована из материалов Университета штата Аризона с редакционными изменениями, внесенными Materials Today.

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован.

    2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
    тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск