ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ СРЕДНЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ «КРАСНОЯРСКИЙ МЕДИКО-ФАРМАЦЕВТИЧЕСКИЙ КОЛЛЕДЖ» МИНИСТЕРСТВА ЗДРАВООХРАНЕНИЯ И СОЦИАЛЬНОГО РАЗВИТИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Лекция № 18 Побочная подгруппа VI группы. Хром и его соединения . Ростовцева Л. В. , 2011 г.
План: 1. Общая характеристика элементов VI В группы периодической системы Д. И. Менделеева. 2. Хром, распространение в природе, получение, свойства. 3. Соединения хрома. Оксиды, гидроксиды. 4. Хроматы. Дихроматы. Окислительные свойства соединений хрома (VI)
1. Общая характеристика элементов VI В группы периодической системы Д. И. Менделеева Побочная подгруппа VI группы (подгруппа хрома) хром 24 Сг молибден 42 Мо вольфрам 74 W Строение электронных оболочек атомов Сг … Зd 54 s 1 Мо . . . 4 d 55 s 1 W . . . 4 f 145 d 46 s 2
В основном (невозбужденном) состоянии максимальная валентность Cr и Mo = 6 (шесть неспаренных электронов внешнего и предвнешнего уровней), В основном состоянии максимальная валентность вольфрама = 4, возбужденном состоянии у вольфрама число неспаренных электронов равно 6. Поэтому максимальная степень окисления этих элементов = +6 Однако, наиболее характерными степенями окисления являются для хрома +2, +3, +6 для молибдена и вольфрама +6
2. Хром, распространение в природе, получение, свойства Нахождение в природе Массовая доля хрома в земной коре составляет 0, 02 %. В свободном виде в природе не встречается. Важнейшие минералы: хромит, или хромистый железняк Fe(Cr. O 2)2 или Fe. О ∙ Cr 2 O 3 хромовая охра Cr 2 O 3 крокоит, или красная свинцовая руда, Pb. Cr. O 4
Получение 1. восстановлением из его оксида алюминием (алюминотермия) Cr 2 O 3 + 2 Al = 2 Cr + Al 2 O 3 2. восстановлением дихромата углём Na 2 Cr 2 O 7 + 2 C → Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 + CO↑
Физические свойства Хром - серебристо-серый металл, имеющий большую твердость и упругость. Чистый хром достаточно пластичен, а технический - самый твердый из всех металлов. Температура плавления его составляет 18900 С
Химические свойства Хром химически малоактивен. 1. обычно на поверхности хрома содержится плотный слой оксида хрома Cr 2 O 3 4 Cr +3 O 2 = 2 Cr 2 O 3 При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и хром реагирует с простыми и сложными веществами
2. взаимодействие с неметаллами. В обычных условиях реагирует только с фтором. При нагревании реагирует с хлором, серой, азотом, кремнием. 2 Cr + 3 Cl 2 = 2 Cr. Cl 3
3. Взаимодействие с водой При очень высоких температурах хром реагирует с водой 2 Cr + 3 Н 2 О = Cr 2 О 3 + 3 H 2 4. Взаимодействие с кислотами. С разбавленными соляной и серной кислотами реагирует с выделением водорода и образованием солей Cr 2+ Cr + 2 НСl = Cr. Cl 2 + H 2 С конц. серной, азотной кислотами и «царской водкой» хром при низкой температуре не реагирует, потому что эти кислоты пассивируют хром.
3. Соединения хрома. Оксиды, гидроксиды. Хром образует следующие оксиды и гидроксиды Cr. O Cr(OH)2 (+2) Сr 2 O 3 Сr(ОН)3 (+3) Сг. О 3 H 2 Cr. O 4. H 2 Cr 2 O 7 (+6)
Оксид хрома(II) Cr. O типичный основный оксид ему соответствует гидроксид хрома (II) Cr(OH)2 Cr. O и Cr(OH)2 не растворяются в воде, но растворяются в кислотах: Cr. O + 2 НСl = Cr. Cl 2 + H 2 O Сг(ОН)2 + 2 HCl = Сr. Cl 2 + 2 Н 2 О Получение гидроксида хрома (II) Сr. Cl 2 + 2 Na. ОН = Cr(OH)2↓ + 2 Na. Cl желтый
Окси д хро ма (III) Cr 2 O 3 (хромовая зелень) очень твёрдый тугоплавкий порошок зелёного цвета, нерастворим в воде, по твердости близок к корунду, температура плавления 2435°C Получение 1. при прокаливании Сг(ОН)3 2 Сг(ОН)3 = Сr 2 O 3 + 3 Н 2 О 2. При сжигании дихромата аммония (NH 4)2 Cr 2 O 7 = Сr 2 О 3 + N 2 + 4 Н 2 О
Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 - амфотерное соединение 1. с кислотами образует соли хрома (III) Сr 2 O 3 + 6 HCl = 2 Cг. Сl 3 + 3 Н 2 О 2. при растворении в растворах щелочей образуются комплексные соединения хрома: Сr 2 O 3 + 6 Na. OH + 3 Н 2 О = 2 Nа 3[Сг(ОН)6] а при сплавлении с основаниями - хроматы (III): Сг 2 О 3 + 2 Na. ОН = 2 Na. Сг. О 2+ Н 2 О метахромит натрия Сг 2 О 3 + 6 Na. ОН = 2 Na 3 Сг. О 3+ 3 Н 2 О ортохромит натрия
Поскольку Cr 2 O 3 — соединение хрома в промежуточной степени окисления, в присутствии сильного окислителя в щелочной среде он окисляется до хромата: Cr 2 O 3 + 3 KNO 3 + 2 Na 2 CO 3 → 2 Na 2 Cr. O 4 + 3 KNO 2 + 2 CO 2↑ а сильные восстановители его восстанавливают: Cr 2 O 3 + 2 Al → Al 2 O 3 + 2 Cr
Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 — амфотерный гидроксид Серо-зеленого цвета, не растворяется в воде. Получение 1. при обработке солей хрома (III) щелочами Cr. Сl 3 + ЗКОН = Сг(ОН)3↓ + 3 KСl 2. при гидролизе солей хрома (III) с карбонатами щелочных металлов или сульфидом аммония. 2 Cr. Сl 3 + 3 К 2 CO 3 = Сг 2(CO 3)3 + 6 KСl Сг 2(CO 3)3 + 3 H 2 O = 2 Сг(ОН)3↓ + 3 CO 2↑
Химические свойства 1. реагирует с кислотами и щелочами 2 Сг(ОН)3 + 3 H 2 SO 4 = Сr 2(SО 4)3 + 6 Н 2 О Сr(ОН)3 + 3 Na. OH = Nа 3[Сг(ОН)6] 2. разлагается при нагревании 2 Сr(ОН)3 = Сг 2 О 3 + Н 2 О
Оксид хрома (VI) Сr. О 3 - кислотный оксид Гидроксидами хрома (VI) являются две кислоты: хромовая H 2 Cr. O 4 и дихромовая H 2 Сr 2 O 7 Обе кислоты существуют только в водных растворах. Они образуются при растворении в воде оксида xpoмa (VI) Сr. О 3+ Н 2 О(изб. ) = Н 2 Сr. О 4 2 Сr. О 3 + Н 2 О(недост. ) = Н 2 Сr 2 О 7 Как кислотный оксид Сr. О 3 реагирует со щелочами Сr. О 3 + 2 Na. OH = Na 2 Cr. O 4 + Н 2 О
С ростом степени окисления металла возрастают кислотные и ослабевают основные свойства оксидов и гидроксидов +2 +3 +6 Cr. O Сr 2 O 3 Сг. О 3 основный оксид амфотерный оксид кислотный оксид Cr(OH)2 Сr(ОН)3 =H 3 Cr. O 3 H 2 Cr. O 4, H 2 Сr 2 O 7 основание амфотерный гидроксид кислоты
4. Хроматы. Дихроматы. Окислительные свойства соединений хрома (VI). Соли хромовой кислоты называются xpоматами, например, K 2 Cr. O 4 - хромат калия. Соли дихромовой кислоты называются дихроматами: К 2 Сr 2 O 7 - дихромат калия.
Хроматы образуются при взаимодействии Сr. О 3 или растворов хромовых кислот со щелочами: Сr. О 3 + 2 Na. OH = Na 2 Cr. O 4 + Н 2 О Дихроматы получаются при действии на хроматы кислот: 2 Na 2 Сr. O 4 + H 2 SO 4 = Nа 2 Сr 2 O 7 + Na 2 SO 4 + H 2 O возможен и обратный перexoд при добавлении щелочей к растворам дихроматов: Nа 2 Сr 2 O 7 +2 Na. OH = 2 Na 2 Cr. O 4 + H 2 O
Равновесие в системе хромат - дихромат можно представить следующими уравнениями в ионной форме: 2 Сr. O 42 - + 2 H+ = Сr 2 O 72 - + H 2 O желтая окраска переходит в оранжевую Сr 2 O 72 - +2 OH- = 2 Cr. O 42 - + H 2 O оранжевая окраска переходит в желтую
Xpoмaты и дихроматы - сильные окислители. Особенно сильные окислительные свойства они проявляют в кислой среде: K 2 Сr 2 O 7 + 3 Nа 2 SО 3 + 4 H 2 SO 4 = ЗNa 2 SO 4+ Сг 2( SO 4)3 + К 2 SO 4 +4 H 2 O K 2 Сr 2 O 7 + 6 KI + 7 H 2 SO 4 = 4 K 2 SO 4 + Сг 2( SO 4)3 + 3 I 2 +7 H 2 O Насыщенный на холоду раствор K 2 Сr 2 O 7 в конц. серной кислоте - хромовая смесь, используется как окислитель для очистки стеклянной химической посуды в аналитической химии.
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. В чистом виде хром довольно токсичен, металлическая пыль хрома раздражает ткани лёгких. Соединения хрома(III) вызывают дерматиты. Соединения хрома(VI) приводят к разным заболеваниям человека, в том числе и онкологическим.
Контрольные вопросы для закрепления: 1. Объясните, что означает «проскок» электрона в атоме хрома. Чему равна максимальная степень окисления хрома? 2. Как изменяются кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов хрома с ростом степени окисления металла? 3. Закончите уравнение окислительно-восстановительных реакций и подберите коэффициенты электронно-ионным методом: K 2 Сr. O 4 + Na. NO 2 + H 2 SO 4 = …. +…. +……
Рекомендуемая литература Обязательная Пустовалова Л. М. , Никанорова И. Е. Неорганическая химия. Ростов-на-Дону. Феникс. 2005. – 352 с. гл. 2. 2 с. 334 -337 Дополнительная Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. М. : Высшая школа, 2009. - 368 с. Глинка Н. Л. Общая химия. Кно. Рус, 2009. -436 с. Ерохин Ю. М. Химия. Учебник для студ. Сред проф. образ. -М. : Академия, 2006. - 384 с.
Скачать презентацию ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ СРЕДНЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ «КРАСНОЯРСКИЙ
18_Побочная подгруппа VI группы.ppt