Chrom je žáruvzdorný, lesklý kov s vysokým stupněm tvrdosti (poškrábe sklo). Čistý chrom je dosti tažný kov, ale v přítomnosti i stopových nečistot dusíku, kyslíku a uhlíku se stává velmi křehkým.
Chrom je také prvkem podskupiny VI v periodické tabulce. V důsledku „průlomu“ elektronů má elektronový obal následující strukturu [Ar]3d 5 4s 1
Nejstabilnější oxidační stav chrómu (+ 3). A sloučeniny tohoto prvku s oxidačními stavy +2, +3, +6 jsou známé.
V přírodě se chrom vyskytuje především ve formě oxidu FeCr. 2 O 4 , jehož redukcí vzniká ferochrom (až 70 % chrómu) – slitina železa a chrómu.
Dále se čistý chrom izoluje pomocí aluminotermie:
Chemické vlastnosti
Při pokojové teplotě je tento kov zcela inertní a má vysokou odolnost proti korozi, protože je pokrytý oxidovým filmem.
Jemný chrom při vysokých teplotách reaguje s vodní párou za vzniku oxidu chromitého a vodíku. Nereaguje s kapalnou vodou
Vzhledem k tomu, že chrom se v elektrochemické napěťové řadě kovů nachází před vodíkem, vytěsňuje vodík z následujících zředěných kyselin za vzniku modře zbarveného roztoku
Cr + 2HCl (zředěný) = CrCl 2 + H 2
Cr+H 2 SO4 (zředěný) = CrS4 + H2
Na otevřeném vzduchu Cr(2+) rychle oxiduje na Cr(3+)
V přítomnosti vzdušného kyslíku zředěná chlorovodíková и kyselina sírová reagovat s chrómem za vzniku trojmocných chromitých solí
4Cr + 12HCl + 3 2 = 3CrCl3 + 6H2 O
Koncentrované kyseliny dusičné a sírové jsou pasivovány chromem, ten se v nich může rozpouštět pouze zahřátím za vzniku trojmocných chromitých solí.
Cr + HNO3 (konc.) = Cr(NO 3 ) 3 + 3 NE 2 + 3H 2 O (při zahřátí)
- Interakce s oxidačními činidly v alkalickém prostředí
Chrom tvoří chromany při interakci s alkalickými taveninami oxidačních činidel
- Získávání kovů z roztoků jejich solí
Chrom je schopen vytlačit méně aktivní kovy z jejich solí
Sloučeniny chrómu (II).
Roztoky chromitých solí mají modrou barvu, na vzduchu se oxidací chrómu barva roztoku mění na šedofialovou nebo zelenou
Z toho můžeme usoudit, že chrom(II) je silné redukční činidlo
Když chromitá sůl reaguje s alkálií, vytvoří se žlutá sraženina, která nereaguje s přebytkem alkálie, ale rozpouští se v kyselině, což ukazuje na její základní vlastnosti
CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl
Sloučeniny chrómu (III).
Jednou z nejdůležitějších sloučenin chrómu (III) je Cr. 2 O3 tmavě zelený prášek, nerozpustný ve vodě. Používá se k výrobě leštících past a používá se jako zelený pigment v mnoha nátěrových hmotách.
Oxid a hydroxid chromitý vykazují amfoterní vlastnosti
Když posledně jmenovaný reaguje s kyselinami, tvoří se chromité soli tmavě zelené a fialové barvy.
Když se hydroxid chromitý rozpustí ve vodných roztocích alkálií, vytvoří se zelené roztoky hydroxochromátů (III).
Oxid chromitý při tavení s alkáliemi nebo uhličitany alkalických kovů tvoří chromity
Protože nejstabilnější oxidační stav chrómu je (+3), pouze působením silných redukčních činidel bude možné přeměnit chrom(III) na chrom(II)
Ze stejného důvodu mohou být sloučeniny chrómu (III) přeměněny na chrom (VI) pouze pod vlivem silných oxidačních činidel, nejlépe v alkalickém prostředí
V tomto případě vznikají žluté chromany, které jsou stabilní v alkalickém prostředí. Indikátor průběhu reakce je žlutý.
Chromany – soli kyseliny chromové H 2 Cro 4 (existuje pouze ve zředěných vodných roztocích).
Sloučeniny chrómu (VI).
Ionty chromát – CrO 4 (2-) stabilní v alkalickém prostředí, po okyselení bichromany (oranžová barva) – soli kyseliny dichromové H 2 Cr 2 O 7 . Po přidání alkálie je reakce vratná.
Při přidání H 2 SO4 (konc.) na H 2 Cr 2 O 7 vytvoří se jasně červená sraženina
Cro3 má kyselé vlastnosti; po rozpuštění ve vodě se změní na roztok kyseliny chromové a přebytek alkálie se změní na chromany:
Sloučeniny chrómu (VI) jsou silná oxidační činidla. Například CrO 3 Ethylalkohol je vysoce hořlavý. Také mnoho dalších organických sloučenin je náchylných k oxidaci sloučeninami chrómu (VI).
Nejsilněji se oxidační vlastnosti projevují v kyselém prostředí
Když sirovodík prochází směsí chrómu, lze pozorovat změnu barvy z oranžové na tmavě zelenou, zatímco síra se vysráží:
Je důležité si pamatovat – všechny sloučeniny chrómu, a zvláště ty ve vysokých oxidačních stavech, jsou vysoce toxické!
Jak acidobazické, tak redoxní vlastnosti chrómu a jeho sloučenin se přirozeně mění, to je vidět v následující tabulce
| Oxidační stav chrómu | Cr 2+ | Cr 3+ | Cr 6+ |
| Kysličník | Cro | Cr2O3 | Cro3 |
| Hydroxid | Cr (OH)2 | Cr (OH)3 | H2Cro4 H2Cr2O7 |
| Acidobazické vlastnosti oxidů a hydroxidů | hlavní | Amfoterní | Kyselé |
| Redoxní vlastnosti sloučenin chrómu | Nejcharakterističtější regenerační vlastnosti | Vykazuje jak oxidační, tak redukční vlastnosti | Typická oxidační činidla |
Vlastnosti chromanů a dichromanů v různých prostředích
Chromany jsou stabilní v alkalickém prostředí a dichromany jsou stabilní v xylenu.
Tedy v alkalickém prostředí Cr2O7 2- jde do CrO4 2-
Tedy v kyselém prostředí CrO4 2- jde do Cr2O7 2-
K2Cro4 → Cro2 — (alkalické médium v tavenině)
K2Cro4 → [Cr(OH)6] 3- (alkalické médium v roztoku)
Tvrdý kov modrobílé barvy. Etymologie slova „chrom“ pochází z řečtiny. χρῶμα – barva, která je způsobena širokou paletou barev sloučenin chrómu. Hmotnostní podíl tohoto prvku v zemské kůře je 0.02 % hmotnosti.
Chrom má oxidační stavy +2, +3 a +6. Sloučeniny, kde chrom nabývá oxidačního stavu +2, mají zásadité vlastnosti, +3 mají amfoterní vlastnosti a +6 mají kyselé vlastnosti.
- Fe (CrO2)2 – chromová železná ruda, chromit
- (Mg,Fe)Cr2O4 – magnochromit
- (Fe, Mg) (Cr, Al)2O4 – chromát hliníku
V průmyslu se chrom získává kalcinací chromové železné rudy uhlíkem. Aluminotermie se také používá k vytěsnění chrómu z jeho oxidu.
- Reakce s nekovy
Již ve vzduchu reaguje s kyslíkem: na povrchu kovu se vytváří film oxidu chromitého – Cr2O3 – dochází k pasivaci. Při zahřívání reaguje s nekovy.
V horkém stavu teče.
U studené koncentrované kyseliny sírové a dusičné k reakci nedochází. Startuje pouze při zahřátí.
Chrom je schopen vytěsňovat kovy ze solí, které jsou v napěťové řadě napravo od něj.
Sloučeniny chrómu (II).
Sloučeniny chrómu (II) jsou zásadité povahy. Oxid chromitý se oxiduje vzdušným kyslíkem na stabilnější formu – oxid chromitý a reaguje s kyselinami a oxidy kyselin.
Hydroxid chromitý (II) jako nerozpustný hydroxid se při zahřátí snadno rozkládá na odpovídající oxid a vodu a reaguje s kyselinami a oxidy kyselin.
Sloučeniny chrómu (III).
Jedná se o nejstabilnější sloučeniny, které jsou amfoterní povahy. Patří mezi ně oxid chromitý a hydroxid chromitý.
Oxid chromitý reaguje se zásadami i kyselinami. Při reakcích s alkáliemi za normální teploty (v roztoku) vznikají komplexní soli, při kalcinaci směsné oxidy. S kyselinami tvoří oxid chromitý různé soli.
H2O + NaOH + Cr2O3 → Ne3[Cr (OH)6] (v roztoku hexahydroxochromát sodný)
Cr2O3 + 2NaOH -> (t°) 2NaCrO2 + H2O (kalcinace, chromitan sodný)
Cr2O3 + HCXNUMX = CrCl3 + H2O (zachováváme oxidační stav Cr +3)
Oxid chromitý reaguje s reaktivnějšími kovy (například při aluminotermii).
Při oxidaci sloučeniny chrómu (III) produkují sloučeniny chrómu (v alkalickém prostředí).
Sloučeniny chrómu (VI).
V tomto oxidačním stavu vykazuje chrom kyselé vlastnosti. Patří mezi ně oxid chromitý (VI) – CrO3a dvě kyseliny, které jsou v roztoku v rovnováze: chromová – H2Cro4 a kyselina dichromová – H2Cr2O7.
Zásadně důležité je zapamatovat si barvu chromátů a dichromanů (v úkolech se často uvádí jako nápověda). Chromany barví roztok žlutě a dichromany jej barví do oranžova.
Chromany se přeměňují na dichromany se zvyšující se kyselostí prostředí (často při reakcích s kyselinami). Barva roztoku se změní ze žluté na oranžovou.
Pokud se do oranžového roztoku dichromanu přidá alkálie, změní svou barvu na žlutou – vzniká chromát.
Rozklad dichromanu amonného vypadá velmi působivě a nazývá se „sopka“
V oxidačním stupni +6 vykazují sloučeniny chrómu výrazné oxidační vlastnosti.
Železo
Je to jeden z nejběžnějších prvků v zemské kůře (po hliníku), tvoří 4,65 % její hmoty.
Železo se vyznačuje dvěma hlavními oxidačními stavy: +2, +3, +6.
- Fe2O3 – červená železná ruda, hematit
- Fe3O4 – magnetická železná ruda, magnetit
- Fe2O3*H2O – hnědá železná ruda, limonit
- FeS2 – pyrit, šedý nebo železný pyrit
- FeCO3 – siderit
Železo se získává redukcí z jeho oxidu – rudy. Redukováno oxidem uhelnatým a vodíkem.
Hlavními slitinami železa jsou litina a ocel. Ocel má obsah uhlíku menší než 2 % a obsahuje méně P, Mn, Si, S. Litina má vyšší obsah uhlíku (2-6 %) a obsahuje více P, Mn, Si, S.
- Reakce s nekovy
Fe + S = FeS (t > 700 °C)
Fe + S = FeS2 (t 2+ v roztoku je reakce s červenou krevní solí – K3[Fe (CN)6] – hexakyanoželezitan draselný (III). Reakcí vzniká pruská modř (pruská modř).
Kvalitativní reakcí na Fe 2+ ionty je také interakce s alkálií (hydroxid sodný). V důsledku toho se vytvoří zelená sraženina.
Sloučeniny železa (III) vykazují amfoterní vlastnosti. Oxid a hydroxid železitý reagují s kyselinami i zásadami.
Fe (OH)3 + KOH = K3[Fe (OH)6] (hexahydroxoželezitan draselný)
Při fúzi nevznikají vlivem odpařování vody komplexní soli.
Hydroxid železitý, rez, vzniká ve vzduchu jako výsledek interakce železa s vodou v přítomnosti kyslíku. Při zahřívání se snadno rozkládá na vodu a příslušný oxid.
Kvalitativní reakcí na Fe 3+ ionty je interakce se žlutou krevní solí K4[Fe (CN)6]. Reakcí vzniká pruská modř (pruská modř).
Reakce chloridu železitého s thiokyanátem draselným je rovněž kvalitativní, výsledkem je vytvoření charakteristického jasně červeného roztoku.
A další kvalitativní reakcí na Fe 3+ ionty je interakce s alkálií (hydroxid sodný). V důsledku toho se vytvoří hnědá sraženina.
Sloučeniny železa (VI) – feráty – soli kyseliny železité, která neexistuje ve volné formě. Mají výrazné oxidační vlastnosti.
Ferráty lze získat elektrolýzou alkálie na železné anodě i působením chloru na suspenzi Fe(OH)3 v alkáliích.
Jeden z prvních kovů, které člověk zvládl díky nízkému bodu tání a dostupnosti rudy.
Hlavní oxidační stavy mědi jsou +1, +2.
Pyrometalurgický způsob výroby je založen na výrobě mědi pražením chalkopyritu, které probíhá v několika stupních.
Hydrometalurgická metoda zahrnuje rozpouštění minerálů mědi ve zředěné kyselině sírové a další nahrazení mědi aktivnějšími kovy, jako je železo.
Měď jako málo aktivní kov se uvolňuje při elektrolýze solí ve vodném roztoku na katodě.
CuSO4 + H2O = Cu + O2 + H2SO4 (měď je na katodě, kyslík je na anodě)
- Reakce s nekovy
Ve vlhkém vzduchu oxiduje za vzniku zásaditého uhličitanu měďnatého.
Při zahřátí reaguje s kyslíkem, selenem, sírou, při pokojové teplotě s: chlórem, bromem a jódem.
4 Cu + O2 = (t)2Cu2O (pro nedostatek kyslíku)
2 Cu + O2 = (t) 2CuO (v přebytku kyslíku)
Měď je schopna reagovat s koncentrovanou kyselinou sírovou a dusičnou. Nereaguje se zředěnou sírou, ale reakce probíhá se zředěným dusíkem.
Reaguje s aqua regia – směs kyseliny chlorovodíkové a dusičné v poměru 1 objem HNO3 do 3 objemů HCl.
Měď je schopna redukovat nekovy z jejich oxidů.
Cu + SO2 = (t) CuO + S
Sloučeniny mědi I
V oxidačním stavu +1 vykazuje měď základní vlastnosti. Sloučeniny mědi (I) lze připravit redukcí sloučenin mědi (II).
Oxid měďnatý (I) lze redukovat na měď různými redukčními činidly: oxidem uhelnatým, hliníkem (aluminotermie), vodíkem.
Oxid měďnatý se oxiduje kyslíkem na oxid měďnatý.
Oxid měďnatý (I) reaguje s kyselinami.
Hydroxid měďnatý CuOH je nestabilní a rychle se rozkládá na odpovídající oxid a vodu.
Sloučeniny mědi(II).
Oxidační stav +2 je nejstabilnější pro měď. V tomto oxidačním stavu má měď oxid CuO a hydroxid Cu(OH)2. Tyto sloučeniny vykazují převážně bazické vlastnosti.
Oxid měďnatý se vyrábí tepelným rozkladem hydroxidu měďnatého reakcí přebytku kyslíku s mědí při zahřívání.
- Reakce s kyselinami
CuO + CO = Cu + CO2
Hydroxid měďnatý (II) – Cu(OH)2 – získává se výměnnými reakcemi mezi rozpustnými solemi mědi a zásadami.
Při zahřívání se hydroxid měďnatý jako nerozpustná báze snadno rozkládá na odpovídající oxid a vodu.
Jak bylo uvedeno výše, hydroxid měďnatý (II) je převážně bazické povahy, ale může také vykazovat amfoterní vlastnosti. Rozpouští se v roztoku koncentrované alkálie za vzniku hydroxokomplexu.
Zvláštní pozornost věnujte reakci mezi měďnou (II) solí – síranem měďnatým, uhličitanem sodným a vodou.
© Bellevich Yury Sergeevich 2018-2023
Tento článek napsal Jurij Sergejevič Bellevič a je jeho duševním vlastnictvím. Kopírování, šíření (včetně kopírování na jiné stránky a zdroje na internetu) nebo jakékoli jiné použití informací a předmětů bez předchozího souhlasu držitele autorských práv je trestné ze zákona. Chcete-li získat materiály článku a povolení k jejich použití, kontaktujte Bellevič Jurij.
