Хром и его соединения презентация. Презентация на тему "хром". Соединениями хрома протравливают ткани при крашении

Cлайд 1

Периодическая таблица Д.И. Менделеева Элемент № 24 ХРОМ Выполнил: ученик 9 кл. ГОУ СОШ № 403 Гузенко Артем 2009/2010 учебный год

Cлайд 2

Cлайд 3

ХРОМ Хром (лат. Cromium), Cr, химический элемент VI группы периодической системы Менделеева, атомный номер 24, атомная масса 51,996; металл голубовато-стального цвета.

Cлайд 4

История открытия В 1797 г. французский химик Л. Вокелен впервые исследовал красноватый, тяжелый минерал крокоизит, попавший в его руки из далекой Сибири. Крокоизит, чаще называемый крокоитом (от греческого "крокос" - шафран), -редкий минерал, найденный на Урале в 40-х года XVIII в. и описанный М. В. Ломоносовым. Затем он был найден в Сибири петербургским профессором химии И. Леманом в 1762 г. От него попал к Вокелену, который открыл в сибирском минерале соединение нового элемента. Выделить этот элемент в чистом виде он не смог. Пораженный разнообразием окрасок, образуемых разными соединениями вновь открытого элемента, Вокелен назвал его хромом (от греческого слова "хрома" - цвет, краска). В сравнительно чистом виде новый элемент был выделен в 1799 г. Ф. Тассером. Он представлял собой серо-стальной металл с серебристыми блестками в изломе, тугоплавкий (температура плавления 1800° С), не окисляющийся при обычных условиях, с плотностью, почти равной плотности железа.

Cлайд 5

Применение хрома Использование хрома основано на его жаропрочности, твердости и устойчивости против коррозии. Больше всего хрома применяют для выплавки хромистых сталей. Значительное количество хрома идет на декоративные коррозионно-стойкие покрытия. Широкое применение получил порошковый хром в производстве металлокерамических изделий и материалов для сварочных электродов. Хром в виде иона Cr3+ - примесь в рубине, который используется как драгоценный камень и лазерный материал. Соединениями хрома протравливают ткани при крашении. Из смеси хромита и магнезита изготовляют хромомагнезитовые огнеупорные изделия.

Cлайд 6

Cлайд 7

Роль хрома в живых организмах 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. В конце 1950-х гг. два исследователя, Шварц и Мерц, сообщили, что у крыс, которые были на рационе, дефицитном по хрому, развивалась непереносимость сахара; при добавлении же хрома в рацион их состояние нормализовалось. Это было первым подтверждением, что хром необходим животным для нормальной жизни. С тех пор исследователи поняли, что хром играет такую же роль и для здоровья человека. Важные факты:

Cлайд 8

Пищевые источники хрома пшеничные ростки, печень, мясо, сыр, бобы, горох, цельное зерно, черный перец, мелисса, пивные дрожжи.

Cлайд 9

Функции хрома в жизни человека Основная роль хрома в организме - это регуляция сахара в крови. Хром работает вместе с инсулином по перемещению сахара из крови в ткани организма для использования или сох- ранения. Этот микроэлемент настолько важен для переносимости сахара, что сильная его недостаточность приводит к развитию диабетоподобного заболевания. Уровень хрома снижается при дет- ском диабете, при коронарном арте- риальном заболевании (склерозиро- вании артерий, ведущим к сердцу). Хром необходим для нормального метаболизма жиров («сжигания жиров») в организме и его недостаток однозначно ведет к излишнему весу, ожирению.

• (лат. Cromium), Cr,

химический элемент VI группы периодической системы Менделеева,

• атомная масса 51,996;
• металл голубовато-стального цвета.

Элемент VI группы побочной подгруппы

Элемент под

№ 24 в периодической таблице Д.И.Менделеева

Элемент 4-ого периода

Cr

Массовая доля хрома в земной коре – 0,02%

Хромистый

железняк

FeO* Cr 2 O 3

Нахождение в природе

FeCr 2 O 4

Крокоит

PbCrO 4

Месторождения хрома

• В земной коре хрома довольно много – 0,02%.
• Наша страна обладает огромными запасами хромитов. Одно из самых больших месторождений находится в Казахстане, в районе Актюбинска; оно открыто в 1936 г. Значительные запасы хромовых руд есть и на Урале.
• Большими запасами хромитов располагают Куба, Югославия, многие страны Азии и Африки.

История открытия

• В 1797 г. французский химик Л. Вокелен впервые исследовал красноватый, тяжелый минерал крокоизит, попавший в его руки из далекой Сибири.

• Крокоизит, чаще называемый крокоитом (от греческого "крокос" - шафран), -редкий минерал, найденный на Урале в 40-х года XVIII в. и описанный М. В. Ломоносовым .

• Выделить этот элемент в чистом виде он не смог. Пораженный разнообразием окрасок, образуемых разными соединениями вновь открытого элемента, Воклен назвал его хромом (от греческого слова "хрома" - цвет, краска). В сравнительно чистом виде новый элемент был выделен в 1799 г. Ф. Тассером. Он представлял собой серо-стальной металл с серебристыми блестками в изломе, тугоплавкий (температура плавления 1800° С), не окисляющийся при обычных условиях, с плотностью, почти равной плотности железа.

Металл серебристо-белого цвета

Самый твердый металл

Тем.плавл.

1890 0 C

Физические

свойства

Хрупкий, с плотностью

7,2 г/см 3

Химические свойства хрома

1.Реагирует с неметаллами(при нагревании)

А)4Cr + 3O 2 =2Cr 2 O 3

Б)2Cr + N 2 =2CrN

В)2Cr +3S = Cr 2 S 3

2.Реагирует с парами воды(в раскаленном состоянии)

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

3.Реагирует с кислотами

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

4.Реагирует с солями менее активных металлов

Cr + CuSO 4 = CrSO 4 + Cu

Соединения хрома

Соединения хрома(II)

Соединения хрома(III)

Соединения хрома(VI)

Cr 2 O 3 -амфотерный оксид

CrO –основный оксид

Cr(OH) 3 -амфотерное соединение

Cr(OH) 2 -

основание

CrO 3 -кислотный оксид

H 2 CrO 4 -хромовая

(H 2 Cr 2 O 7 )-дихромовая кислоты

Соединения хрома(II)

1.Реагирует с кислотами

• При нагревании разлагается

CrO+2HCL=

Cr(OH) 2 =CrO + H 2 O

=CrCL 2 +H 2 O

2.Реагирует с кислотами

2.Окисляется кислородом воздуха

Cr(OH) 2 +H 2 SO 4 =

=CrSO 4 +2H 2 O

4CrO + O 2 =2Cr 2 O 3

Соединения хрома(III)

Cr 2 O 3 –при обычных условиях не реагирует с растворами кислот и щелочей.

1.Реагирует с кислотами

Cr 2 O 3 –реагирует лишь при сплавлении

Cr(OH) 3 + 3HCL=

Cr 2 O 3 +Ba(OH) 2 =

=CrCL 3 + 3 H 2 O

=Ba(CrO 2 ) 2 +H 2 O

2.Реагирует с щелочами

Cr(OH) 3 +3NaOH=

Реагирует с более активными металлами

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

=Na 3 (Cr(OH) 6 )

3.При нагревании разлагается

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

Соединения хрома(VI)

1.Реагирует с водой

Кислоты -H 2 CrO 4 и H 2 Cr 2 O 7 –неустойчивы и существуют только в растворе, где между ними устанавливается равновесие

CrO 3 +H 2 O=H 2 CrO 4

2.Реагирует с щелочами

CrO 3 +2KOH=

=K 2 CrO 4 +H 2 O

В нагревательных элементах электрических печей(сплав железа,никеля и хрома)

В производстве стали

Применение хрома

Хромирование(создание

защитных и декоративных покрытий)

Применение хрома

Использование хрома основано на его жаропрочности, твердости и устойчивости против коррозии.

Больше всего хрома применяют для выплавки хромистых сталей. Значительное количество хрома идет на декоративные коррозионно-стойкие покрытия.

Широкое применение получил порошковый хром в производстве металлокерамических изделий и материалов для сварочных электродов. Хром в виде иона Cr3+ - примесь в рубине, который используется как драгоценный камень и лазерный материал.

Соединениями хрома протравливают ткани при крашении.

Из смеси хромита и магнезита изготовляют хромомагнезитовые огнеупорные изделия .

Сульфат хрома и хромокалиевые квасцы используют для изготовления прочной хромовой кожи

Применение соединений хрома

Соединения хрома применяют в качестве минеральных красок

Хромовую смесь используют для мытья химической посуды в лабораториях

Роль хрома в живых организмах

Важные факты:

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.

В конце 1950-х гг. два исследователя, Шварц и Мерц, сообщили, что у крыс, которые были на рационе, дефицитном по хрому, развивалась непереносимость сахара; при добавлении же хрома в рацион их состояние нормализовалось. Это было первым подтверждением, что хром необходим животным для нормальной жизни. С тех пор исследователи поняли, что хром играет такую же роль и для здоровья человека.

Пищевые источники хрома

• пшеничные ростки, печень, мясо, сыр, бобы, горох, цельное зерно, черный перец, мелисса, пивные дрожжи.

Проверь себя

С какими из перечисленных ниже веществ

будет реагировать хром

H 2 SO 4

Cu(NO 3 ) 2

Al

KCL

NaNO 3

HCL

Проверь себя

Оксид и гидроксид хрома (II) реагируют

со следующими веществами

H 2 SO 4

HNO 3

HCL

CaCL 2

NaOH

CuO

Слайд 2

Положение в периодической таблице

Атомный номер – 24 Символ – Cr Период – 4 Группа – побочная VI

Слайд 3

Строение атома

Количество протонов (p+) и электронов (e-) равно 24 Количество нейтронов (n0) равно 28 Электронная конфигурация – 1s22s2 2p63s2 3p63d5 4s1

Слайд 4

Степени окисления

Степень окисления Cr+2 Оксид хрома II (CrO) Галогениды (CrF2, CrI2, CrCl2, ClBr2) Степень окисления Cr+3 Oксид хрома III (Cr2O3) Гидроксид Cr(OH)3 Степень окисления Cr+4 Оксид хрома IV (CrO2) Степень окисления Cr+6 Оксид хрома VI (CrO3) Ряд кислот (H2CrO4, H2Cr2O7) Оксид хрома(VI) Оксид хрома(III)

Слайд 5

ИСТОРИЯ ОТКРЫТИЯ

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. Название элемент получил от греч. χρῶμα - цвет, краска - из-за разнообразия окраски своих соединений. Образцы крокоита из Тасмании

Слайд 6

Физические свойства

Хром обладает всеми свойствами металла – хорошо проводит тепло и электрический ток, имеет характерный металлический блеск. Главная особенность хрома - устойчивость к действию кислот и кислорода. Температура плавления - 1875°C При температуре около 37°C некоторые физические свойства этого металла резко, скачкообразно меняются; ученые объяснить эту аномалию пока не могут.

Слайд 7

Химические свойства

Взаимодействие с неметаллами: 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3. 2Cr + N2 = 2CrN 2Cr + 3S = Cr2S3 Взаимодействие с водой: 2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2 Восстановление металлов из оксидов и солей: 2Cr + 3CuCl2 = 2CrCl3 + 3Cu

Слайд 8

Взаимодействие с кислотами Cr + 2HCl = CrCl2 + H2 Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2 4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O 2Cr + 6H2SO4= Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O Взаимодействие с щелочными реагентами 2Cr + 6KOH = 2KCrO2 + 2K2O + 3H2 Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + H2O

Слайд 9

Получение хрома

FeO · Cr2O3 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO

Слайд 10

Применение хрома

Важнейший легирующий элемент Производство огнеупоров Декоративные коррозионно-стойкие покрытия Краска Производство кожи Хромированный Mercedes Краска из хрома

Слайд 11

Биологическая роль

Хром - один из биогенных элементов, постоянно входит в состав тканей растений и животных. Отравления Хромом, и его соединениями встречаются при их производстве; в машиностроении; металлургии; при изготовлении кож, красок и т. д. Токсичность соединений Хрома зависит от их химические структуры: дихроматы токсичнее хроматов, соединения Cr (VI) токсичнее соединений Cr(II), Cr(III). Начальные формы заболевания проявляются ощущением сухости и болью в носу, першением в горле, затруднением дыхания, кашлем; они могут проходить при прекращении контакта с Хромом. При длительном контакте с соединениями Хрома развиваются признаки хронические отравления: головная боль, слабость, диспепсия, потеря в весе и других.

Слайд 12

Спасибо за внимание

Посмотреть все слайды

1 слайд

Учитель химии МБОУ лицей №1 г. Волжский Волгоградская область Солдатова Татьяна Михайловна. ХРОМ

2 слайд

3 слайд

I. Исторические сведения II. Хром – химический элемент: 1.Положение хрома в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева 2. Строение атома. III.Хром – простое вещество 3. Нахождение в природе 1. Состав. Физические свойства. 2. Получение. 3. Химические свойства 4. Биологическая роль и физиологическое действие. 5. Применение IV. Соединения хрома

4 слайд

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 открыл в сибирской красной свинцовой руде новый элемент хром и в 1798 году получил его в свободном состоянии. Происхождение названия Название элемент получил от греч. χρῶμα - цвет, краска - из-за разнообразия окраски своих соединений.

5 слайд

Французский химик Луи Николя Воклен родился в Сент-Андре-д"Эберто (Нормандия). Совместно с А. Ф. Фуркруа выяснил (1799) химическую природу мочевины. Совместно с П. Ж. Робике открыл (1806) первую аминокислоту аспарагин. Открыл также пектин и яблочную кислоту, выделил камфорную и хинную кислоты. Внёс существенный вклад в развитие анализа минералов. Создал школу химиков. Опубликовал одно из первых в мире руководств по химическому анализу – "Введение в аналитическую химию" (1799).

6 слайд

7 слайд

Положение хрома в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома. период группа порядковый номер Cr металл 24 4 VIB +24 4 2 1 8 валентные электроны 13 1s2 2s22p6 4s1 3s23p6 3d 5 Cr0 ─ 2e → Cr+2 Cr0 ─ 3e → Cr+3 Cr0 ─ 6e → Cr+6

8 слайд

Нахождение хрома в природе Хром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %). Основные соединения хрома - хромистый железняк (хромит) FeO·Cr2O3. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO4. хромит крокоит

9 слайд

Физические свойства Плотность 7,19 г/см3; t плавления 1890°С; t кипения 2480°С. В свободном виде - голубовато- белый металл. Хром (с примесями) является одним из самых твердых металлов. Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке, пластичен. Устойчив на воздухе. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома (III) Cr2O3.

10 слайд

Получение Из хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромита железа) получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом): FeO· Cr2O3 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO Феррохром - сплав железа и хрома (около 60%), основные примеси – углерод (до5%) кремний (до 8%), сера (до 0,05 %), фосфор (до 0,05 %). Феррохром применяют для производства легированных сталей.

11 слайд

Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом: 1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе: 4Fe(CrO2)2 + 8Na2CO3 + 7O2 → 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2 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

12 слайд

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: 1) восстановление шестивалентного хрома до трехвалентного с переходом его в раствор; 2) разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода; 3) разряд ионов, содержащих шестивалентный хром с осаждением металлического хрома; Cr2O72− + 14Н+ + 12е− = 2Cr + 7H2O

13 слайд

Химические свойства Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au Cr Cr + + + + H2SO4 (конц.), растворы солей + неметаллы О2 растворы HCl, H2SO4 H2O + щелочные расплавы окислителей + HNO3

14 слайд

При комнатной температуре хром химически мало активен из-за образования на его поверхности тонкой прочной оксидной пленки. При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами, например: кислородом, галогенами, азотом, серой. Составьте уравнения реакций хрома с перечисленными неметаллами. Рассмотрите данные реакции как окислительно-восстановительные.

15 слайд

Cr0 + O20 = Cr2+3O3–2 4 2 3 Cr0 – 3e → Cr+3 4 O20 + 4e → 2O–2 3 Cr0 – восстановитель, процесс окисления O20 – окислитель, процесс восстановления Cr0 + Br20 = Cr+3Br3–1 2 3 2 Cr0 – 3e → Cr+3 2 Br20 + 2e → 2Br–1 3 Cr0 – восстановитель, процесс окисления Br20 – окислитель, процесс восстановления

16 слайд

Cr0 + N20 = Cr+3N–3 Cr0 – 3e → Cr+3 2 N20 + 6e → 2N–3 1 2 2 Cr0 – восстановитель, процесс окисления N20 – окислитель, процесс восстановления Cr0 + S0 = Cr2+3S3–2 Cr0 – 3e → Cr+3 2 S0 + 2e → S–2 3 2 3 Cr0 – восстановитель, процесс окисления S0 – окислитель, процесс восстановления

17 слайд

В раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды: 2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2 Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au Cr В ряду напряжений хром находится левее водорода и поэтому в отсутствии воздуха может вытеснять водород из растворов соляной и серной кислот, образуя соли хрома (II). Составьте уравнения реакций хрома c растворами соляной и серной кислот. Рассмотрите данные реакции как окислительно-восстановительные.

18 слайд

Cr0 + H+1Cl = Cr+2Cl2 + H20 Cr0 – 2e → Cr+2 1 2H+ + 2e → H20 1 2 Cr0 – восстановитель, процесс окисления HCl (за счет Н+1) – окислитель, процесс восстановления Cr0 + H2+1SO4 = Cr+2SO4 + H20 Cr0 – 2e → Cr+2 1 2H+ + 2e → H20 1 Cr0 – восстановитель, процесс окисления H2SO4(за счет Н+1) – окислитель, процесс восстановления

19 слайд

В присутствии кислорода хром реагирует с растворами кислот c образованием солей хрома (III) 4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O

20 слайд

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоду пассивируют хром При сильном нагревании кислоты pастворяют хром с образованием cолей хрома (III) Cr + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + SO2 + H2O Cr + HNO3 → Cr(NO3)3 + NO2 + H2O Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. Назовите окислитель и восстановитель.

21 слайд

Cr0 + H2S+6O4 → Cr2+3(SO4)3 + S+4O2 + H2O Cr0 + HN+5O3 → Cr+3(NO3)3 + N+4O2 + H2O Cr0 – 3e → Cr+3 2 S+6 + 2e → S+4 3 2Cr + 6H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Cr0 – восстановитель, процесс окисления H2SO4 (за счет S+6) – окислитель, процесс восстановления Cr0 – 3e → Cr+3 1 N+5 + 1e → N+4 3 Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O Cr0 – восстановитель, процесс окисления HNO3 (за счет N+5) – окислитель, процесс восстановления

22 слайд

Хром способен вытеснять многие металлы, например медь, олово, серебро и другие, из растворов их солей: Cr0 + Cu+2SO4 → Cr+2SO4 + Cu0 Составьте уравнение реакции хрома c раствором сульфата меди (II). Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную. Cr0 – 2e → Cr+2 1 Cu+2+ 2e → Cu0 1 Cr + CuSO4 = CrSO4 + Cu Cr0 – восстановитель, процесс окисления CuSO4 (за счет Cu+2) – окислитель, процесс восстановления

23 слайд

Cr + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O Рассмотрите эту реакцию как окислительно-восстановительную Расставьте коэффициенты. Назовите окислитель и восстановитель. Растворы щелочей на хром практически не действуют. Хром реагирует с щелочными расплавами окислителей. В качестве окислителей используют нитраты натрия, калия, хлорат калия и другие окислители. При взаимодействии с щелочными расплавами окислителей хром образует соли анионного типа, в которых проявляет высшую степень окисления. сплавление

24 слайд

Cr0 + KCl+5O3 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl–1 + H2O Cr0 – 3e → Cr+3 1 Cl+5 + 6e → Cl– 2 Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + H2O Cr0 – восстановитель, процесс окисление KClO3 (за счет Cl+5) – окислитель, процесс восстановление

25 слайд

Хром - постоянная составная часть растительных и животных организмов. В крови содержится от 0,012 до 0,0035 % хрома. Хром имеет большое значение в метаболизме углеводов и жиров, а также участвует в процессе синтеза инсулина. Важнейшая его биологическая роль состоит в регуляции углеводного обмена и уровня глюкозы в крови Элемент способствует нормальному формированию и росту детского организма. Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.

26 слайд

Хром важный компонент во многих легированных сталях. 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.

27 слайд

Соединения хрома Соединения хрома (II) Соединения хрома (III) Соединения хрома (VI) оксид гидроксид соли оксид гидроксид соли соли гидроксид оксид

28 слайд

Соединения хрома (II) CrO Оксид хрома (II) – кристаллы черного цвета, имеет основный характер При осторожном нагревании гидроксида хрома (II) в отсутствии кислорода получают оксид хрома (II). Составьте уравнение реакции. Cr(OH)2 = CrO + H2O 3CrO = Cr + Cr2O3 При более высоких температурах оксид хрома (II) диспропорционирует: 700°

29 слайд

Составьте уравнение реакции оксида хрома (II) с соляной и серной кислотами. Рассмотрите реакции с точки зрения ТЕД. CrO + H2SO4 = CrSO4 + H2O CrO + 2H+ + Cl– = Cr2+ + 2Cl– + H2O CrO + 2H+ = Cr2+ + H2O CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O CrO + 2H+ + SO42– = Cr2+ + SO42– + H2O CrO + 2H+ = Cr2+ + H2O

30 слайд

Оксид хрома (II) – сильный восстановитель. Кислородом воздуха окисляется до оксида хрома (III) Составьте уравнение реакции. Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную. Cr+2O + O20 → Cr2+3O3–2 Cr+2 – 1e → Cr+3 4 O20 + 4e → 2O–2 1 4CrO + O2 = 2Cr2O3 CrO (за счет Cr+2) – восстановитель, процесс окисления O2 – окислитель, процесс восстановления

31 слайд

Cr(OH)2 Гидроксид хрома (II) Гидроксид хрома (II) получают в виде желтого осадка действием растворов щелочей на соли хрома (II) без доступа воздуха. Составьте уравнение реакции получения гидроксида хрома (II) действием гидроксида натрия на хлорид хрома (II). Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД. CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 ↓ + 2NaCl Cr2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– = Cr(OH)2 ↓ + 2Na+ + 2Cl– Cr2+ + 2OH– = Cr(OH)2 ↓

32 слайд

Гидроксид хрома (II) обладает основными свойствами. Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (II) с соляной кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД Cr(OН)2 + 2HCl = CrCl2 + 2H2O Cr(OН)2 + 2H+ + 2Cl– = Cr2+ + 2Cl– + 2H2O Cr(OН)2 + 2H+ = Cr2+ + 2H2O

33 слайд

Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель. Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома (III) Составьте уравнение реакции. Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную. Cr+2(ОН)2+ O20 + Н2О → Cr+3(O –2Н)3 Cr+2 – 1e → Cr+3 4 O20 + 4e → 2O–2 1 4Cr(OН)2 + O2 + 2Н2О = 4Cr(OН)3 Cr(OН)2 (за счет Cr+2) –восстановитель, процесс окисления O2 – окислитель, процесс восстановления

34 слайд

Соли хрома (II) 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. Соединения хрома (II) – сильные восстановители. Легко окисляются. Именно поэтому очень трудно получать и хранить соединения двухвалентного хрома. Реагируют с концентрированными серной и азотной кислотами: CrCl2 + O2 + HCl → CrCl3 + H2O CrCl2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + SO2 + HCl + H2O CrCl2 + HNO3 → Cr(NO3)3 + NO2 + HCl + H2O Рассмотрите эти реакции как окислительно- восстановительные. Расставьте коэффициенты..

35 слайд

Cr+2Cl2 + O20 + HCl → Cr+3Cl3 + H2O–2 Cr+2 – 1e → Cr+3 4 O20 + 4e → 2O–2 1 4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O

36 слайд

Cr+2Cl2 + HN+5O3 (к) →Cr+3(NO3)3 + N+4O2 + HCl + H2O Cr+2 – 1e → Cr+3 1 N+5 + 1e → N+4 1 CrCl2 + 4HNO3(конц) = Cr(NO3)3 + NO2 + 2HCl + H2O Cr+2Cl2 + H2S+6O4(к.) →Cr2+3(SO4)3 + S+4O2 + HCl + H2O Cr+2 – 1e → Cr+3 2 S+6 + 2e → S+4 1 2CrCl2 + 4H2SO4(конц) = Cr2(SO4)3 + SO2 + 4HCl +2H2O

37 слайд

Соединения хрома (III) Cr2O3 Оксид хрома () – тугоплавкий порошок темно-зеленого цвета. Получение. В лабораторных условиях термическим разложением дихромата аммония: (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 2H2O В промышленности восстановлением дихромата калия коксом или серой: K2Cr2O7 + 3C = 2Cr2O3 + 2K2CO3 + CO2 K2Cr2O7 + S = 2Cr2O3 + K2SO4 t° t° t°

38 слайд

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Составьте уравнение реакции оксида хрома (III) с соляной кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД. Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O Cr2O3 + 6H+ + 6Cl– = 2Cr3+ + 6Cl– + 3H2O Cr2O3 + 6H+ = 2Cr3+ + 3H2O

39 слайд

При сплавлении оксида хрома (III) с оксидами, гидроксидами и карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов образуются хроматы (III) (хромиты): Сr2O3 + Ba(OH)2 = Ba(CrO2)2 + H2O Сr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2 t° t° Оксид хрома (III) нерастворим в воде.

40 слайд

В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III) ведет себя как восстановитель: Cr2O3 + KOH + KMnO4 → K2CrO4 + MnO2 + H2O Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. Cr2O3 + KOH + Сa(ClO)2 → K2CrO4 + CaCl2 + H2O Cr2O3 + O2 + Na2CO3 → Na2CrO4 + CO2 Cr2O3 + KClO3 + Na2CO3 → Na2CrO4 + KCl + CO2 Cr2O3 + NaNO3 + Na2CO3 → Na2CrO4 + NaNO2 + CO2

41 слайд

Cr2+3O3 + KOH + KMn+7O4 → K2Cr+6O4 + Mn+4O2 + H2O 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель Mn+7 + 3e → Mn+4 2 восстановление, окислитель Cr2O3 + 2KOH + 2KMnO4 = 2K2CrO4 + 2MnO2 + H2O Cr2+3O3 + KOH + Сa(Cl+1O)2 → K2Cr+6O4 + CaCl2–1 + H2O 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель Cl+1 + 2e → Cl–1 3 восстановление, окислитель Cr2O3 + 4KOH + 3Сa(ClO)2 = 2K2CrO4 + 3CaCl2 + 2H2O

42 слайд

Cr2+3O3 + O20 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + CO2–2 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 2 окисление, восстановитель O20 + 4e → O–2 3 восстановление, окислитель Cr2O3 + 3O2 + 4Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 4CO2 Cr2+3O3 + KCl+5O3 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + KCl–1 + CO2 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель Cl+5 + 6e → Cl–1 1 восстановление, окислитель Cr2O3 + KClO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + KCl + 2CO2 Cr2+3O3 + NaN+5O3 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + NaN+3O2 + CO2 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель N+5 + 2e → N+3 3 восстановление, окислитель Cr2O3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2

43 слайд

Оксид хрома (III) – катализатор В присутствии оксида хрома (III) аммиак окисляется кислородом воздуха до монооксида азота, который в избытке кислорода окисляется до бурого диоксида азота.

44 слайд

Каталитическое окисление этанола Окисление этилового спирта кислородом воздуха происходит очень легко в присутствии оксида хрома (III) Реакция окисления спирта протекает с выделением энергии. Продукт реакции окисления спирта - уксусный альдегид. Cr2O3, t° 2СН3–СН2–ОН + О2 2СН3 – С ═ О + 2H2O H

45 слайд

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 Получают гидроксид хрома (III) действием растворов щелочей или аммиака на растворы солей хрома (III). Составьте уравнение реакции получения Cr(OH)3 действием раствора аммиака на хлорид хрома (III): CrCl3 + 3(NH3·H2O) = Cr(OH)3 + 3NH4Cl Лабораторный опыт № 1 К раствору хлорида хрома (III) прилейте раствор аммиака. Что наблюдаете?

46 слайд

Лабораторный опыт № 2 Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к одной из них добавьте раствор соляной кислоты, а к другой – щелочь. Что происходит? Какими свойствами обладает гидроксид хрома (III)? Cr(OH)3 CrCl3 Na3 NaOH HCl

47 слайд

H2SO4 +NaOH Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к одной из них добавьте серной кислоты, а к другой – щелочь. Что происходит?

48 слайд

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (III) с соляной кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД. Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O Cr(OH)3 + 3H+ + 3Cl– = Cr3+ + 3Cl– + 3H2O Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O

49 слайд

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3 Cr(OH)3 + 3Na+ + 3OH– = 3Na+ + 3– Cr(OH)3 + 3OH– = 3– 2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O t° Гидроксид хрома (III) растворяется в щелочах При нагревании гидроксид хрома (III) разлагается: гексагидроксохромат (III) натрия (изумрудно-зеленый)

50 слайд

Соли хрома (III) Хроматы (III) устойчивы в щелочной среде. Они легко реагируют с кислотами: недостаток кислоты: избыток кислоты: В растворе подвергаются полному гидролизу: NaCrO2 + HCl + H2O = Cr(OH)3 + NaCl NaCrO2 + 4HCl = CrCl3 + NaCl + 2H2O с угольной кислотой Na3 + 3CO2 = Cr(OH)3 + 3NaHCO3 Cr2S3 + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S В водных растворах катион Cr3+ встречается только в виде гидратированного иона 3+, который придает раствору сине-фиолетовый цвет. раствору сине-фиолетовый цвет.

51 слайд

Сульфат хрома (III) образует двойные соли – хромовые квасцы. Из смешанного раствора сульфата хрома (III) и сульфата калия кристаллизуется двойная соль – KCr(SO4)2·12H2O сине-фиолетового цвета. Применяются в качестве дубящего вещества при изготовлении эмульсий, а также в дубящих растворах и дубящих фиксажах.

52 слайд

Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительные так и восстановительные свойства. Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. Назовите окислитель и восстановитель. K3 + Br2 + KOH → K2CrO4 + KBr + H2O CrCl3 + H2O2 + KOH → K2CrO4 + KCl + H2O KCrO2 + PbO2 + KOH → K2CrO4 + K2PbO2 + H2O Cr2(SO4)3 + Cl2 + NaOH → Na2CrO4 + NaCl + H2O + Na2SO4 CrCl3 + Zn → CrCl2 + ZnCl2

53 слайд

K3 + Br20 + KOH → K2Cr+6O4 + KBr– + H2O Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель Br20 + 2e → 2Br–1 3 восстановление, окислитель 2K3 + 3Br2 + 4KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O Cr+3Cl3 + Zn0 → Cr+2Cl2 + Zn+2Cl2 Cr+3 + 1e → Cr+2 2 восстановление, окислитель Zn0 – 2e → Zn+2 1 окисление, восстановитель 2CrCl3 + Zn = 2CrCl2 + ZnCl2 KCr+3O2 + Pb+4O2 + KOH → K2Cr+6O4 + K2Pb+2O2 + H2O Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель Pb+4 + 2e → Pb–2 3 восстановление, окислитель 2KCrO2 + 3PbO2 + 8KOH = 2K2CrO4 + 3K2PbO2 + 4H2O

54 слайд

Cr+3Cl3 + H2O2–1 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl + H2O–2 Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель 2O–1 + 2e → 2O–2 3 восстановление, окислитель 2CrCl3 + 3H2O2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O Cr2+3(SO4)3 + Cl20 + NaOH → Na2Cr+6O4 + NaCl– + H2O + Na2SO4 Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель Cl20 + 2e → 2Cl–1 3 восстановление, окислитель Cr2(SO4)3 +3Cl2 +16NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8H2O +3Na2SO4

55 слайд

Получают CrO3 действием избытка концентрированной серной кислоты на насыщенный водный раствор дихромата натрия: Na2Cr2O7 + 2H2SO4 = 2CrO3 + 2NaHSO4 + H2O Оксид хрома (VI) очень ядовит. 4CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2. При нагревании выше 250 °C разлагается: Оксид хрома (VI) CrO3 - хромовый ангидрид, представляет собой темно-красные игольчатые кристаллы.

56 слайд

CrO3 - кислотный оксид. С избытком воды образуется хромовая кислота H2CrO4 CrO3 + Н2O = Н2CrO4 При большой концентрации CrO3 образуется дихромовая кислота Н2Cr2О7 2CrO3 + Н2O = Н2Cr2O7 которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту: Н2Cr2О7 + Н2О = 2Н2CrO4 При растворении в воде образует кислоты. Эти кислоты – неустойчивые. Существуют только в растворе. Между ними в растворе устанавливается равновесие 2Н2CrO4 ↔ Н2Cr2O7 + Н2O При взаимодействии CrO3 со щелочами образуются хроматы CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O.

57 слайд

CrO3 является сильным окислителем Например этанол, ацетон и многие другие органические вещества самовоспламеняются или даже взрываются при контакте с ним. Окисляет йод, серу, фосфор, уголь. 4CrO3 + 3S = 2Cr2O3 + 3SO2. CrO3 + C2H5OH → CO2 + Cr2O3 + H2O C2H5OH + 3H2O – 12e → 2CO2 + 12H+ 1 2CrO3 + 6H+ + 6e → Cr2O3 + 3H2O 2 4CrO3 + C2H5OH → 2CO2 + 2Cr2O3 + 3H2O C2H5OH + 3H2O + 4CrO3 + 12H+ = 2CO2 + 12H+ + 2Cr2O3 + 6H2O

58 слайд

Если поместить оксид хрома на фарфоровую пластинку и капнуть на него несколько капель ацетона,то через несколько секунд ацетон загорается. При этом оксид хрома (VI) восстанавливается до оксида хрома (III), а ацетон окисляется до углекислого газа и воды. Окисление ацетона хромовым ангидридом. 16CrO3 + 3CH3– С – CH3 → 9CO2 + 8Cr2O3 + 9H2O О

59 слайд

Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н2CrO4 и дихромовая Н2Cr2O7

ХРОМ

Элемент № 24

Слемзина Т.В.

учитель химии

МБОУ «Гимназия»

г. Ефремов

ПОЛОЖЕНИЕ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ

• химический элемент VI А группы
• атомный номер 24
• атомная масса 51,996
• обозначается символом Cr
• Электронная формула: 24 Cr)2)8)13)1

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

• Степень окисления:

1; +4; +5; +2; +3; +6; - (наиболее устойчивы в соединениях хрома).

ЭТИМОЛОГИЯ НАЗВАНИЯ

Название элемент

получил от греч. χρῶμα - цвет, краска - из-за разнообразия окраски своих соединений.

ИСТОРИЯ ОТКРЫТИЯ

В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил название «сибирский красный свинец», PbCrO 4 . Современное название - крокоит. В1797 французский химик Л. Н. Воклен выделил из него новый тугоплавкий металл(скорее всего Воклен получил карбид хрома)

НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ

Хром является довольно распространённым элементом. Основные соединения хрома - хромистый железняк (хромит).

Самые большие месторождения хрома находятся в ЮАР (1 место в мире) , Казахстане, России,

России, Зимбабве, Мадагаскаре.

Главные месторождения хромовых руд в РФ

известны на Урале.

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Хром – голубовато-белый металл, с кубичес-

кой объемно-центрированной решеткой с металлическим типом химической связи.

T пл =1890°С, Т кип= 2680 °C, ρ= 7,19 г/см 3 . Чистый хром пластичен при обычных условиях, достаточно хорошо поддаётся механической обработке. Самый твердый из чистых металлов. На воздухе покрыт прочной пленкой оксида.

600°С 4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3 оксид хрома (III) 2. Реагирует c фтором при 350°С, с хлором – при 300°С, с бромом – при температуре красного каления 2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3 галогениды хрома (III) 3. Реагирует с азотом при t1000°С 2Cr + N 2 = 2CrN или 4Cr + N 2 = 2Cr 2 N нитрид 4. С cерой при t 300°С образует сульфиды от CrS до Cr 5 S 8 , например: 2Cr + 3S = Cr 2 S 3 . 5. Реагирует с бором, углеродом и кремнием с образованием боридов, карбидов и силицидов: Cr + 2B = CrB 2 (возможно образование Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 4), 2Cr + 3C = Cr 2 C 3 (возможно образование Cr 23 C 6 , Cr 7 B 3), Cr + 2Si = CrSi 2 (возможно образование Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 , CrSi). 6. С водородом непосредственно не взаимодействует." width="640"

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Cr при обычных условиях – инертный металл, при нагревании становится довольно активным.

• Взаимодействие с неметаллами

• сгорает в кислороде:

4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3 оксид хрома (III)

2. Реагирует c фтором при 350°С, с хлором – при 300°С, с бромом – при температуре красного каления

2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3 галогениды хрома (III)

3. Реагирует с азотом при t1000°С

2Cr + N 2 = 2CrN

или 4Cr + N 2 = 2Cr 2 N нитрид

2Cr + 3S = Cr 2 S 3 .

5. Реагирует с бором, углеродом и кремнием с образованием боридов, карбидов и силицидов:

Cr + 2B = CrB 2 (возможно образование Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 4),

2Cr + 3C = Cr 2 C 3 (возможно образование Cr 23 C 6 , Cr 7 B 3),

Cr + 2Si = CrSi 2 (возможно образование Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 , CrSi).

6. С водородом непосредственно не взаимодействует.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

2. Взаимодействие с водой

В тонкоизмельченном раскаленном состоянии хром реагирует с водой

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

3. Взаимодействие с кислотами

1. В электрохимическом ряду напряжений металлов хром находится до водорода, он вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот:

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 ;

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

2. В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):

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

3. Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты:

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

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

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

4. Взаимодействие с щелочными реагентами

1. В водных растворах щелочей хром не растворяется, медленно реагирует с расплавами щелочей с образованием хромитов и выделением водорода:

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

2. Реагирует с щелочными расплавами окислителей, например хлоратом калия, при этом хром переходит в хромат калия:

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

5. Восстановление металлов из оксидов и солей

Хром – активный металл, способен вытеснять металлы из растворов их солей:

2Cr + 3CuCl 2 = 2CrCl 3 + 3Cu.

Химические свойства соединений хрома

Степень окисления

Оксид

Гидроксид

CrO (чёрный)

Характер

(зелёный)

Преобладающие формы в растворах

Основный

(серо-зеленый)

Амфотерный

Примечания

не существует

Cr 2+ (соли голубого цвета)

Очень сильный восстановитель

Cr 3+ (зеленые или лиловые соли) - (зелёный)

Несолеобразующий

H 2 CrO 4 H 2 Cr 2 O 7

(красный)

Кислотный

Встречается редко

CrO 4 2- (хроматы, желтые) Cr 2 O 7 2- (дихроматы, оранжевые)

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

наиболее

устойчивая

Степень окисления: +2; +3; +6

→ основные свойства ↓ ; кислотные свойства 

→ окислительные свойства  ; восстановительные свойства ↓

ПОЛУЧЕНИЕ

1)Пирометаллургический способ: FeO * Cr 2 O 3 +4C = 2Cr + Fe + 4CO

2)Алюминотермический способ: Cr 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Cr

Использование хрома основано на его жаропрочности, твердости и устойчивости против коррозии.

Больше всего хрома применяют для выплавки хромистых сталей. Значительное количество хрома идет на декоративные коррозионно-стойкие покрытия.

Широкое применение получил порошковый хром в производстве металлокерамических изделий и материалов для сварочных электродов. Хром в виде иона Cr3+ - примесь в рубине, который используется как драгоценный камень и лазерный материал.

Соединениями хрома протравливают ткани при крашении.

Из смеси хромита и магнезита изготовляют хромомагнезитовые огнеупорные изделия