Исследование свойств хрома и его соединений - конспект - Химия - Часть 1, Конспект из Химия
zaycev_ia
zaycev_ia21 June 2013

Исследование свойств хрома и его соединений - конспект - Химия - Часть 1, Конспект из Химия

PDF (281.5 KB)
20 страница
629количество посещений
Описание
I.M. Sechenov Moscow Medical Academy. Реферат по химии. Исторические сведения Хром в природе Свойства хрома. Теоретическая часть Общие сведения Физические свойства Соединения хрома Оксиды Гидроксиды
20очки
пункты необходимо загрузить
этот документ
скачать документ
предварительный показ3 страница / 20
это только предварительный показ
консультироваться и скачать документ
это только предварительный показ
консультироваться и скачать документ
предварительный показ закончен
консультироваться и скачать документ
это только предварительный показ
консультироваться и скачать документ
это только предварительный показ
консультироваться и скачать документ
предварительный показ закончен
консультироваться и скачать документ

Министерство образования Российской Федерации ГИМНАЗИЯ №1

Кафедра Химии

ТВОРЧЕСКАЯ РАБОТА

ИССЛЕДОВАНИЕ СВОЙСТВ ХРОМА И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ

Пояснительная записка

Руководитель Г.И. Астахова

Выполнил ученик 9 "В" класса Б.А.Кулаев

Красноярск, 2001 г.

3

3

Содержание

СОДЕРЖАНИЕ 2

ВВЕДЕНИЕ 3

1.ИСТОРИЧЕСКИЕ СВЕДЕНИЯ 4

2. ХРОМ В ПРИРОДЕ 6

3. СВОЙСТВА ХРОМА. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ 7

3.1 Общие сведения 7 3.2 Физические свойства 8 3.4 Соединения хрома 12

3.4.1 Оксиды 12 3.4.2 Гидроксиды 13 3.4.3 Кислоты 13 3.4.4 Соли 14

4. СВОЙСТВА ХРОМА. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ 14

4.1 Опыт №1. Получение оксида хрома (III) 14 4.2 Опыт №2. Исследование свойств оксида хрома (III) 15 4.3 Опыт №3.Окислительные свойства солей хрома (VI) 16 4.4 Опыт №4. Исследование свойств солей хрома (VI) 16 4.5 Опыт №5. Переход хромата в бихромат и обратно 17 4.6 Опыт №6. Получение малорастворимых солей хромовых кислот 17 4.7 Опыт №7. Получение гидроксида хрома 18

5. ПРИМЕНЕНИЕ ХРОМА 18

5.1 Хромирование 20 5.2 Сплавы 22

6. ЭКОЛОГИЧЕСКИЕ ПРОБЛЕМЫ 24

ЗАКЛЮЧЕНИЕ 26

ЛИТЕРАТУРА 27

ПРИЛОЖЕНИЕ А 28

3

Введение

Хром и его соединения активно используются в промышленном

производстве, особенно в металлургии, химической, огнеупорной

промышленности. Область его применения достаточно широка, поэтому

углубленное изучение свойств хрома является необходимым дополнением к

соответствующим разделам школьной программе по химии, тем более, что в

учебнике этот материал, по-моему, незаслуженно отсутствует.

Данная работа посвящена изучению основных физических и

химических свойств хрома и его соединений, позволяет оценить важность

этого химического элемента.

3

1.Исторические сведения

В 1766 году петербургский профессор химии И.Г.Леман описал новый

минерал, найденный на Урале на Березовском руднике, в 15 километрах от

Екатеринбурга. Обрабатывая камень соляной кислотой, Леман получил

изумрудно-зеленый раствор, а в образовавшемся белом осадке обнаружил

свинец. Спустя несколько лет, в 1770 году, Березовские рудники описал

академик П.С.Паллас. «Березовские копи, - писал он, - состоят из четырех

рудников, которые разрабатываются с 1752 года. В них наряду с золотом

добываются серебро и свинцовые руды, а также находят замечательный

красный свинцовый минерал, который не был обнаружен больше ни в одном

другом руднике России. Эта свинцовая руда бывает разного цвета (иногда

похожего на цвет киновари), тяжелая и полупрозрачная... Иногда маленькие

неправильные пирамидки этого минерала бывают вкраплены в кварц

подобно маленьким рубинам. При размельчении в порошок она дает

красивую желтую краску...». Минерал был назван «сибирским красным

свинцом». Впоследствии за ним закрепилось название «крокоит».

Образец этого минерала был в конце XVIII века привезен Палласом в

Париж. Крокоитом заинтересовался известный французский химик Луи

Никола Воклен. В 1796 году он подверг минерал химическому анализу. «Все

образцы этого вещества, которые имеются в нескольких минералогических

кабинетах Европы, - писал Воклен в своем отчете, - были получены из этого

(Березовского) золотого рудника. Раньше рудник был очень богат этим

минералом, однако говорят, что несколько лет назад запасы минерала в

руднике истощились и теперь этот минерал покупают на вес золота, в

особенности, если он желтый. Образцы минерала, не имеющие правильных

очертаний или расколотые на кусочки, годятся для использования их в

3

живописи, где они ценятся за свою желто-оранжевую окраску, не

изменяющуюся на воздухе... Красивый красный цвет, прозрачность и

кристаллическая форма сибирского красного минерала заставила

минералогов заинтересоваться его природой и местом, где он был найден;

большой удельный вес и сопутствующая ему свинцовая руда, естественно,

заставляли предполагать о наличии свинца в этом минерале...»

В 1797 году Воклен повторил анализ. Растертый в порошок крокоит

он поместил в раствор углекислого калия и прокипятил. В результате опыта

ученый получил углекислый свинец и желтый раствор, в котором

содержалась калиевая соль неизвестной тогда кислоты. При добавлении к

раствору ртутной соли образовывался красный осадок, после реакции со

свинцовой солью появлялся желтый осадок, а введение хлористого олова

окрашивало раствор в зеленый цвет. После осаждения соляной кислотой

свинца Воклен выпарил фильтрат, а выделившиеся красные кристаллы (это

был оксид шестивалентного хрома) смешал с углем, поместил в графитовый

тигель и нагрел до высокой температуры. Когда опыт был закончен, ученый

обнаружил в тигле множество серых сросшихся металлических иголок,

весивших в 3 раза меньше, чем исходное вещество. Так впервые был

выделен новый элемент. Один из друзей Воклена предложил ему назвать

элемент хромом (по-гречески «хрома» - окраска) из-за яркого

разнообразного цвета его соединений. Сначала Воклену не понравилось

предложенное название, поскольку открытый им металл имел скромную

серую окраску и как будто не оправдывал своего имени. Но друзья все же

сумели уговорить Воклена и, после того как французская Академия наук по

всей форме зарегистрировала его открытие, химики всего мира внесли слово

«хром» в списки известных науке элементов.

3

В 1854 году удалось получить чистый металлический хром

электролизом водных растворов хлорида хрома. В металлургии, где расход

хрома для легирования сталей очень велик, используют не сам хром, а его

сплав с железом - феррохром. Впервые феррохром был получен в 1820 году

восстановлением смеси оксидов железа и хрома древесным углем в тигле. В

1865 году был выдан первый патент на хромистую сталь.

2. Хром в природе

Среднее содержание хрома в земной коре 83 г/т, по массе содержание

хрома в земной коре составляет 0,035%, в воде морей и океанов 210-5 мг/л.

Мировые подтвержденные запасы хромовых руд составляют 1,8 млрд. т.

Более 60% сосредоточено в ЮАР. Крупными запасами обладают Зимбабве,

Казахстан Турция, Индия, Бразилия. Руды хрома имеются в Новой

Каледонии, на Кубе, в Греции, Югославии. В то же время такие

промышленные страны, как Англия, Франция, ФРГ, Италия, Швеция,

совершенно лишены хромового сырья, а США и Канада располагают лишь

очень бедными рудами [1]. Запасы хромовых руд России сосредоточены

главным образом в группе Сарановских месторождений

(Верблюжьегорское, Алапаевское, Халиловское и др.) на Урале (Пермская

область) и составляют 6,4 млн. т. (0,36% от мировых запасов).

Добыча хромовых руд в мире составляет около 12 млн. т. в год, в том

числе 108 тыс. т. в России. Главные производители товарной хромовой руды

- ЮАР, Казахстан, на долю которых приходится более 60% добычи сырья

ежегодно.

В Красноярском крае месторождения хрома отсутствуют. Но на

правом берегу р.Енисей, в устье р.Березовой (к югу от устья р. Подкаменная

3

Тунгуска) есть рудопроявление с выходом пород 1,54 м, возраст пород

оценивается в 500 млн. лет. Содержание чистого хрома в руде порядка 42% .

По содержанию Cr2O3 хромовые руды подразделяются на очень

богатые (более 65%), богатые (65-52%), средние (52-45%), бедные (45-30%),

убогие (30-10%). Руды, содержащие более 45% Cr2O3 не требуют

обогащения.

Показатель Донской ГОК (Казахстан)

Сарановская шахта (Россия, Пермская

обл.)

Рудопроявлен ие в

Красноярском крае

С о д е р ж а н и е Cr2O3 в исходной руде, %

46,6 39,1 62

3

3. Свойства хрома. Теоретическая часть

3.1 Общие сведения Хром Cr - химический элемент VI группы периодической системы

Менделеева, атомный номер 24, атомная масса 51,996, радиус атома 0,0125,

радиусы ионов Cr2+ - 0,0084; Cr3+ - 0,0064; Cr4+ - 6,0056. Имеет четыре

стабильных изотопа с атомными массами 50, 52, 53, 54, распространенность

которых в природе составляет 4,35%, 83,79%, 9,50%, 2,36%. Обычно хром

проявляет степени окисления +2, +3, +6 (валентности II, III, VI

соответственно) [4].

Рисунок 1- Структура атома хрома

3

Рисунок 2-Распределение электронов по энергетическим уровням

3.2 Физические свойства

Хром - твердый, довольно тяжелый, пластичный, ковкий металл

серо-стального цвета, плавится при 1878220С, кипит при 24690С [2].

Ничтожные примеси кислорода, азота, углерода резко изменяют физические

свойства хрома, в частности он становится хрупким. Получить хром без этих

примесей очень трудно. Устойчив к коррозии на воздухе и в воде.

Структура кристаллической решетки объемноцентрированная

кубическая.

Хром обладает всеми характерными свойствами металлов - хорошо

проводит тепло, почти не оказывает сопротивления электрическому току,

имеет присущий большинству металлов блеск. Любопытна одна

3

особенность хрома: при температуре около 37°С многие его физические

свойства резко, скачкообразно меняются. В этой температурной точке

внутреннее трение хрома достигает максимума, а модуль упругости падает

до минимальных значений. Так же внезапно изменяются

электропроводность, коэффициент линейного расширения,

термоэлектродвижущая сила. Пока ученые не могут достоверно объяснить

эту аномалию.

Таблица 1- Физические свойства хрома

Параметр Значение

Плотность при 200C 7,19 г/см3

Температура плавления 1878220С

Температура кипения 2469-2480 0C

Теплота парообразования 344,4 кДж/Моль

Теплопроводность 93,7 Вт/(мК)

Температурный коэффициент линейного расширения 6,210-6

Удельное электрическое сопротивление 12,710-8Омм

Твердость по Бринеллю 687 МПа

Удельная магнитная восприимчивость +4,4510-8м/кг3

3.3 Химические свойства При небольших температурах хром химически мало активен

(взаимодействует только с фтором). Выше 6000C взаимодействует с

галогенами, серой, азотом, кремнием, бором, углеродом, кислородом.

Взаимодействие с кислородом протекает сначала довольно активно, затем,

3

однако, резко замедляется, так как поверхность покрывается тонкой

чрезвычайно устойчивой пленкой, препятствующему дальнейшему

окислению. Это явление называется пассивированием. При 12000C пленка

начинает разрушаться, окисление снова идет быстро. При 20000C хром

воспламеняется в кислороде с образованием темно-зеленого оксида Cr2O3.

Хром пассивируется холодными концентрированными H2SO4 и

HNO3, однако при сильном нагревании он растворяется в этих кислотах [3]:

2Cr + 6H2SO4(конц.) = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Cr + 6HNO3(конц.) = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl и H2SO4).

В этих случаях в отсутствии воздуха образуются соли Cr2+, а на воздухе -

соли Cr3+:

Cr + 2HCl = CrCl2+ H2

4Cr + 12HCl +3O2 = 4CrCl3 + 6H2O

Нерастворим в H3PO4, HClO4 благодаря образованию защитной

пленки.

3

Таблица 2- Основные химические реакции чистого хрома

Хром реагирует

0…600 0С 600…1200 0С 1200…2000 0С

1. со фтором 2Cr0 + 3F20 =

2Cr+3F3-

1. с галогенами:

2Cr0 + 3Cl20 2Cr+3Cl3-

1. с кислородом:

4Cr + 3O2 2Cr2O3

2. с серой:

2Cr0 + 3S0 Cr2+2S3-2

3. с азотом:

2Cr0+ N20 2Cr+3N-3

4. с кремнием:

4Cr0 + 3Si0 Cr4+3Si3-4

5. с бором

Cr0 + B0 Cr+3B-3

6. с углеродом

4Cr0 + 3С0 Cr4+3C3-4

7. с кислородом: 4Cr0 + 3O20 = 2Cr2+3O3-2

8. с серной кислотой: 2Cr0 + 6H2+SO4-2 =

Cr2+3(SO4)3-2 + 3S-2O2 +6H2O

3

3.4 Соединения хрома

3.4.1 Оксиды

Оксид хрома (II) CrO (основной) - сильный восстановитель,

чрезвычайно неустойчив в присутствии влаги и кислорода. Практического

значения не имеет.

Оксид хрома (III) Cr2O3 (амфотерный) устойчив на воздухе и в

растворах.

Cr2O3 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + H2O

Cr2O3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O

Образуется при нагревании некоторых соединений хрома (VI),

например:

4CrO3 2Cr2O3 + 3О2

(NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O

4Cr + 3O2 2Cr2O3

Оксид хрома (III) используется для восстановления металлического

хрома невысокой чистоты с помощью алюминия (алюминотермия) или

кремния (силикотермия):

Cr2O3 +2Al = Al2O3 +2Cr

2Cr2O3 + 3Si = 3SiO3 + 4Cr

3

Оксид хрома (VI) CrO3 (кислотный) - темно малиновые игольчатые

кристаллы. Получают действием избытка концентрированной H2SO4 на

насыщенный водный раствор бихромата калия:

K2Cr2O7 + 2H2SO4 = 2CrO3 + 2KHSO4 + H2O

Оксид хрома (VI) - сильный окислитель, одно из самых токсичных

соединений хрома.

При растворении CrO3 в воде образуется хромовая кислота H2CrO4

CrO3 + H2O = H2CrO4

Кислотный оксид хрома, реагируя со щелочами, образует желтые

хроматы CrO42-.

CrO3 + 2KOH = K2CrO4 + H2O

3.4.2 Гидроксиды

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами, растворяясь

как в кислотах (ведет себя как основание):

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O

так и в щелочах (ведет себя как кислота):

Cr(OH)3 + KOH = K[Cr(OH)4]

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

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

Cr2O3.

2Cr(OH)3 Cr2O3 + 3H2O

3

Нерастворим в воде.

3.4.3 Кислоты

Кислоты хрома, отвечающие его степени окисления +6 и

различающиеся соотношением числа молекул CrO3 и H2O, существуют

только в виде растворов. При растворении кислотного оксида CrO3,

образуется монохромовая кислота (просто хромовая) H2CrO4.

CrO3 + H2O = H2CrO4

Подкисление раствора или увеличение в нем CrO3 приводит к

кислотам общей формулы nCrO3 H2O при n=2, 3, 4 это, соответственно, ди,

три, тетрохромовые кислоты. Самая сильная из них - дихромовая, то есть

H2Cr2O7. Хромовые кислоты и их соли- сильные окислители и ядовиты.

3.4.4 Соли

Различают два вида солей: хромиты и хроматы

Хромитами с общей формулой RCrO2 называются соли хромистой

кислоты HCrO2.

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

Хромиты обладают различной окраской - от темно коричневой до

совершенно черной и обычно встречаются в виде сплошных массивов.

Хромит мягче многих других минералов, температура плавления хромита

зависит от его состава 1545-17300С. Хромит имеет металлический блеск и

почти нерастворим в кислотах.

3

Хроматы - соли хромовых кислот. Соли монохромовой кислоты

H2CrO4 называют монохроматами (хроматы) R2CrO4, соли дихромовой

кислоты H2Cr2O7 дихроматы (бихроматы) - R2Cr2O7. Монохроматы

обычно окрашены в желтый цвет. Они устойчивы только в щелочной среде,

а при подкислении превращаются в оранжево-красные бихроматы:

2Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O

3

4. Свойства хрома. Экспериментальная часть

4.1 Опыт №1. Получение оксида хрома (III)

Приборы и реактивы: асбестированная сетка; спички; бихромат аммония

(NH4)2Cr2O7 (измельченный).

Выполнение опыта. Расстилаю большой лист бумаги, на который

кладу асбестированную сетку. Тонко измельченный бихромат аммония

насыпаю в виде горки. До бихромата аммония дотрагиваюсь зажженной

спичкой.

Начинается разложение бихромата, которое протекает с выделением

тепла и постепенно захватывает все большие и большие количества соли. В

конце реакция идет все более бурно - появляются искры, пламя, летит

рыхлый и легкий пепел - типичное извержение вулкана в миниатюре.

Образовалось большое количество рыхлого темно-зеленого вещества.

Вывод: оксид хрома (III) Cr2O3 получается путем нагревания

бихромата аммония:

(NH4)2Cr2O7 Cr2O3+N2+4H2O

4.2 Опыт №2. Исследование свойств оксида хрома (III)

Приборы и реактивы: колба; вода H2O; оксид хрома (III) Cr2O3; серная кислота

Выполнение опыта. Добавляю полученный зеленый порошок оксида

хрома (III) сначала в колбу с водой

Cr2O3 + 3H2O = 2Cr(OH)3

затем в колбу с серной кислотой

3

Cr2O3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3H2O

Наблюдаю растворение оксида в обоих колбах.

Вывод: Оксид хрома растворяется в воде и в кислотах.

4.3 Опыт №3.Окислительные свойства солей хрома (VI)

Приборы и реактивы: раствор бихромата калия K2Cr2O7; раствор сульфита натрия

Na2SO3; серная кислота H2SO4.

Выполнение опыта. К раствору K2Cr2O7, подкисленному серной

кислотой, добавляю раствор Na2SO4. Наблюдаю изменения окраски.

Оранжевый раствор стал зелено- фиолетовым.

Вывод: В кислой среде хром восстанавливается сульфитом натрия от

хрома (VI) до хрома (III):

K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 +

4H2O

4.4 Опыт №4. Исследование свойств солей хрома (VI)

Приборы и реактивы: концентрированный раствор бихромата калия K2Cr2O7;

концентрированная соляная кислота HCl

Выполнение опыта. К концентрированному раствору бихромата

калия K2Cr2O7 добавляю концентрированную соляную кислоту HCl. При

нагревании наблюдается выделение резкого хлорного запаха, от которого

жжет нос и горло.

3

Вывод: Так как все соединения хрома (VI) являются сильными

окислителями, то при реакции с соляной кислотой:

K2Cr2O7 + 14HCl 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

происходит восстановление хлора:

2Cl- -2 Cl20

4.5 Опыт №5. Переход хромата в бихромат и обратно

Приборы и реактивы: раствор хромата калия K2CrO4, раствор бихромата калия

K2Cr2O7, серная кислота, гидроксид натрия.

Выполнение опыта. К раствору хромата калия добавляю серную

кислоту, в результате происходит изменение окраски раствора из желтого в

оранжевый.

2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

К раствору бихромата калия добавляю щелочь, в результате

происходит изменение окраски раствора из оранжевого в желтый.

K2Cr2O7 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 2KOH + H2O

Вывод: В кислой среде хроматы неустойчивы, ион CrO42- желтого

цвета превращается в ион Cr2O72- оранжевого цвета, а в щелочной среде

эта реакция протекает в обратном направлении

2CrO42- + 2H+ кислая средащелочная среда Cr2O72- + H2O.

комментарии (0)
не были сделаны комментарии
Напиши ваш первый комментарий
это только предварительный показ
консультироваться и скачать документ
Docsity не оптимизирован для браузера, который вы используете. Войдите с помощью Google Chrome, Firefox, Internet Explorer 9+ или Safari! Скачать Google Chrome