Kroom on keemiline element aatomnumbriga 24. See on kõva, läikiv terashall metall, mis poleerib hästi ja ei tuhmu. Kasutatakse sulamites nagu roostevaba teras ja kattekihina. Inimkeha vajab suhkru metaboliseerimiseks väikeses koguses kolmevalentset kroomi, kuid Cr(VI) on väga mürgine.

Erinevad kroomiühendid, nagu kroom(III)oksiid ja pliikromaat, on erksavärvilised ning neid kasutatakse värvides ja pigmentides. Rubiini punane värvus on tingitud selle olemasolust keemiline element. Mõned ained, eriti naatrium, on oksüdeerivad ained, mida kasutatakse oksüdeerimiseks orgaanilised ühendid ja (koos väävelhappega) laboriklaasinõude puhastamiseks. Lisaks kasutatakse magnetlindi tootmisel kroom(VI)oksiidi.

Avastus ja etümoloogia

Keemilise elemendi kroomi avastamise ajalugu on järgmine. 1761. aastal leidis Johann Gottlob Lehmann Uurali mägedest oranžikaspunase mineraali ja nimetas selle "Siberi punaseks pliiks". Kuigi see identifitseeriti ekslikult pliiühendina seleeni ja rauaga, oli materjal tegelikult pliikromaat. keemiline valem PbCrO4. Tänapäeval tuntakse seda mineraalina krokon.

1770. aastal külastas Peter Simon Pallas kohta, kust Lehmann leidis punase plii mineraali, millel oli väga kasulikud omadused pigment värvides. Siberi punase plii kasutamine värvina arenes kiiresti. Lisaks on moodi saanud krokoni erkkollane värv.

1797. aastal sai Nicolas-Louis Vauquelin punase proove. Segades krokonteedi vesinikkloriidhappega, sai ta CrO 3 oksiidi. Kroom eraldati keemilise elemendina 1798. aastal. Vauquelin sai selle oksiidi kuumutamisel süsi. Samuti suutis ta tuvastada kroomi jälgi vääriskivid, nagu rubiin ja smaragd.

1800. aastatel kasutati Cr peamiselt värvainetes ja parkimissoolades. Tänapäeval kasutatakse 85% metallist sulamites. Ülejäänu rakendatakse sisse keemiatööstus, tulekindlate materjalide tootmine ja valutööstus.

Keemilise elemendi kroom hääldus vastab kreeka keelele χρῶμα, mis tähendab "värv", kuna sellest on võimalik saada erinevaid värvilisi ühendeid.

Kaevandamine ja tootmine

Element on toodetud kromiidist (FeCr 2 O 4). Umbes pool maailma maagist kaevandatakse Lõuna-Aafrika. Lisaks on selle peamised tootjad Kasahstan, India ja Türkiye. Uuritud kromiidi leiukohti on piisavalt, kuid geograafiliselt on need koondunud Kasahstani ja Lõuna-Aafrikasse.

Loodusliku kroommetalli ladestused on haruldased, kuid need on olemas. Näiteks kaevandatakse seda Venemaal Udachnaja kaevanduses. See on rikas teemantide poolest ning redutseeriv keskkond aitas toota puhast kroomi ja teemante.

Sest tööstuslik tootmine Metallkromiidi maake töödeldakse sula leelisega (seebikivi, NaOH). Sel juhul moodustub naatriumkromaat (Na 2 CrO 4), mis redutseeritakse süsiniku toimel oksiidiks Cr 2 O 3. Metalli toodetakse oksiidi kuumutamisel alumiiniumi või räni juuresolekul.

2000. aastal kaevandati ligikaudu 15 miljonit tonni kroomimaaki ja töödeldi 4 miljonit tonni ferrokroomi, mis on 70% kroomi-raua sulam, mille turuväärtus oli ligikaudu 2,5 miljardit USA dollarit.

Peamised omadused

Keemilise elemendi kroom omadused tulenevad sellest, et tegemist on perioodilisuse tabeli neljanda perioodi siirdemetalliga ning paikneb vanaadiumi ja mangaani vahel. Kuulub VI rühma. Sulab temperatuuril 1907 °C. Hapniku juuresolekul moodustab kroom kiiresti õhukese oksiidikihi, mis kaitseb metalli edasise kokkupuute eest hapnikuga.

Üleminekuelemendina reageerib ainetega erinevates vahekordades. Seega moodustab see ühendeid, milles tal on erinevad oksüdatsiooniastmed. Kroom on keemiline element, mille põhiolekud on +2, +3 ja +6, millest +3 on kõige stabiilsem. Lisaks täheldatakse harvadel juhtudel tingimusi +1, +4 ja +5. Oksüdatsiooniastmes +6 kroomiühendid on tugevad oksüdeerijad.

Mis värvi on kroom? Keemiline element annab rubiini tooni. Kasutatavat Cr 2 O 3 kasutatakse ka pigmendina, mida nimetatakse kroomroheliseks. Selle soolad värvivad klaasist smaragdrohelist. Kroom on keemiline element, mille olemasolu muudab rubiinid punaseks. Seetõttu kasutatakse seda sünteetiliste rubiinide tootmisel.

Isotoobid

Kroomi isotoopide aatommass on 43 kuni 67. Tavaliselt koosneb see keemiline element kolmest stabiilsed vormid: 52 Kr, 53 Kr ja 54 Kr. Neist 52 Cr on levinuim (83,8% kogu looduslikust kroomist). Lisaks on kirjeldatud 19 radioisotoopi, millest stabiilseim on 50 Cr poolestusajaga üle 1,8x10 17 aastat. 51 Cr poolestusaeg on 27,7 päeva, samal ajal kui kõigil teistel radioaktiivsed isotoobid see ei ületa 24 tundi ja enamiku puhul kestab see alla ühe minuti. Elemendil on ka kaks metaolekut.

Kroomi isotoobid sees maakoor, reeglina saadavad mangaani isotoobid, mida kasutatakse geoloogias. 53 Cr tekib 53 Mn radioaktiivsel lagunemisel. Mn/Cr isotoopide suhe toetab muud teavet varajane ajalugu Päikesesüsteem. Erinevate meteoriitide 53Cr/52Cr ja Mn/Cr suhete muutused tõestavad, et vahetult enne Päikesesüsteemi teket tekkisid uued aatomituumad.

Keemiline element kroom: omadused, ühendite valem

Kroom(III)oksiid Cr 2 O 3, tuntud ka kui seskvioksiid, on üks selle keemilise elemendi neljast oksiidist. Seda saadakse kromiidist. Rohelist värviühendit nimetatakse tavaliselt "kroomroheliseks", kui seda kasutatakse pigmendina emaili ja klaasi värvimisel. Oksiid võib lahustuda hapetes, moodustades sooli, ja sulatatud leelises - kromiitides.

Kaaliumdikromaat

K 2 Cr 2 O 7 on võimas oksüdeerija ja seda eelistatakse laboriklaaside puhastamiseks orgaanilisest ainest. Sel eesmärgil kasutatakse selle küllastunud lahust. Mõnikord asendatakse see naatriumbikromaadiga, võttes aluseks viimase lahustuvuse. Lisaks saab see reguleerida orgaaniliste ühendite oksüdatsiooniprotsessi, muutes primaarse alkoholi aldehüüdiks ja seejärel süsinikdioksiidiks.

Kaaliumdikromaat võib põhjustada kroomdermatiiti. Kroom põhjustab tõenäoliselt sensibiliseerimist, mis põhjustab kroonilise ja raskesti ravitava dermatiidi, eriti käte ja käsivarte, väljakujunemist. Nagu teised Cr(VI) ühendid, on kaaliumdikromaat kantserogeenne. Seda tuleb käsitseda kinnaste ja sobivate kaitsevahenditega.

Kroomhape

Ühendil on hüpoteetiline struktuur H 2 CrO 4. Looduses ei esine kroom- ega dikroomhappeid, küll aga leidub nende anioone erinevaid aineid. Müügil olev "kroomhape" on tegelikult selle happeanhüdriid - CrO 3 trioksiid.

Plii(II)kromaat

PbCrO 4 on erekollase värvusega ja vees praktiliselt lahustumatu. Sel põhjusel on see leidnud rakenduse kui värvipigment nimetatakse "kollaseks krooniks".

Cr ja viietavalentne side

Kroom eristab oma võimet moodustada viievalentseid sidemeid. Ühendi tekitavad Cr(I) ja süsivesinikradikaal. Kahe kroomi aatomi vahel moodustub viietavalentne side. Selle valemi võib kirjutada kui Ar-Cr-Cr-Ar, kus Ar tähistab konkreetset aromaatset rühma.

Rakendus

Kroom on keemiline element, mille omadused on andnud talle palju erinevaid valikuid rakendusi, millest mõned on loetletud allpool.

See annab metallidele vastupidavuse korrosioonile ja läikiv pind. Seetõttu sisaldub kroom sulamites nagu roostevaba teras, mida kasutatakse näiteks söögiriistades. Seda kasutatakse ka kroomimiseks.

Kroom on erinevate reaktsioonide katalüsaator. Seda kasutatakse vormide valmistamiseks telliste põletamiseks. Selle sooli kasutatakse naha parkimiseks. Kaaliumbikromaati kasutatakse orgaaniliste ühendite, nagu alkoholid ja aldehüüdid, oksüdeerimiseks, samuti laboriklaaside puhastamiseks. See toimib kinnitusvahendina kanga värvimisel ning seda kasutatakse ka fotograafias ja fotode trükkimisel.

CrO 3 kasutatakse magnetlintide valmistamiseks (näiteks helisalvestiste jaoks), millel on parimad omadused kui raudoksiidiga kiled.

Roll bioloogias

Kolmevalentne kroom on keemiline element, mis on vajalik suhkru metabolismiks inimkehas. Seevastu kuuevalentne Cr on väga mürgine.

Ettevaatusabinõud

Metalli kroom ja Cr(III) ühendeid üldiselt tervisele ohtlikuks ei peeta, kuid Cr(VI) sisaldavad ained võivad allaneelamisel või sissehingamisel olla mürgised. Enamik neist ainetest ärritab silmi, nahka ja limaskesti. Kroomi(VI) ühendid võivad kroonilise kokkupuute korral põhjustada silmakahjustusi, kui neid korralikult ei ravita. Lisaks on see tunnustatud kantserogeen. Selle keemilise elemendi surmav annus on umbes pool teelusikatäit. Maailma Terviseorganisatsiooni soovituste kohaselt on Cr (VI) maksimaalne lubatud kontsentratsioon joogivesi on 0,05 mg liitri kohta.

Kuna kroomiühendeid kasutatakse värvainetes ja naha parkimiseks, leidub neid sageli pinnases ja põhjavesi mahajäetud tööstusrajatised, mis nõuavad keskkonna puhastamist ja taastamist. Cr(VI) sisaldavat praimerit kasutatakse endiselt laialdaselt kosmose- ja autotööstuses.

Elemendi omadused

Kroomi peamised füüsikalised omadused on järgmised:

• Aatomnumber: 24.
• Aatommass: 51,996.
• Sulamistemperatuur: 1890 °C.
• Keemistemperatuur: 2482 °C.
• Oksüdatsiooniaste: +2, +3, +6.
• Elektronide konfiguratsioon: 3d 5 4s 1.

Kroom

KROOM-A; m.[kreeka keelest chōma – värv, värv]

1. keemiline element (Cr), kõva metall hall-terasvärv (kasutatud valmistamisel kõvad sulamid ja katmiseks metalltooted).

2. Selle metalli sooladega pargitud pehme õhuke nahk. Kroomist valmistatud saapad.

3. Kromaatidest saadud kollase värvi tüüp.

◁ Chrome (vt.).

(lat. Kroom), VI rühma keemiline element perioodilisustabel. Nimetatud kreeka keelest. chrōma - värv, värv (ühendite erksa värvuse tõttu). Sinakas-hõbedane metall; tihedus 7,19 g/cm3, t pl 1890°C. Ei oksüdeeru õhu käes. Peamised mineraalid on kroomitud spinellid. Kroom on roostevaba, happekindla, kuumakindla terase ja paljude teiste sulamite (nikroom, kroom, stelliit) oluline komponent. Kasutatakse kroomimiseks. Kroomiühendid on oksüdeerivad ained, anorgaanilised pigmendid, parkained.

KROOM (lad. kroom, kreeka keelest kroom – värvus, värvus, kroomiühendeid iseloomustab lai värvipalett), Cr (hääldatakse "kroom"), keemiline element aatomnumbriga 24, aatommass 51,9961. Asub VIB rühmas elementide perioodilisuse tabeli 4. perioodil.
Looduslik kroom koosneb nelja stabiilse nukliidi segust: 50 Cr (segu sisaldus 4,35%), 52 Cr (83,79%), 53 Cr (9,50%) ja 54 Cr (2,36%). Kahe välise elektroonilise kihi konfiguratsioon 3s 2 R 6 d 5 4s 1 . Oksüdatsiooniastmed on vahemikus 0 kuni +6, kõige tüüpilisemad on +3 (kõige stabiilsem) ja +6 (valents III ja VI).
Neutraalse aatomi raadius 0,127 nm, iooniraadius (koordinatsiooniarv 6): Cr 2+ 0,073 nm, Cr 3+ 0,0615 nm, Cr 4+ 0,055 nm, Cr 5+ 0,049 nm ja Cr 6+ 0,044 nm Järjestikused ionisatsioonienergiad on 6,766, 16,49, 30,96, 49,1, 69,3 ja 90,6 eV. Elektronide afiinsus 1,6 eV. Elektronegatiivsus Paulingu järgi (cm. PAULING Linus) 1,66.
Avastamise ajalugu
1766. aastal avastati Jekaterinburgi läheduses mineraal, mida kutsuti "Siberi punaseks pliiks", PbCrO 4. Tänapäevane nimi on krokoiit. 1797. aastal prantsuse keemik L. N. Vauquelin (cm. VAUCLIN Louis Nicolas) eraldas sellest uue tulekindla metalli (tõenäoliselt sai Vauquelin kroomkarbiidi).
Looduses olemine
Maakoore sisaldus on 0,035 massiprotsenti. IN merevesi kroomisisaldus 2·10 -5 mg/l. Kroomi ei leidu praktiliselt kunagi vabas vormis. See on osa enam kui 40 erinevast mineraalist (kromiit FeCr 2 O 4, volkonskoiit, uvaroviit, vokeleniit jne). Mõned meteoriidid sisaldavad kroomsulfiidühendeid.
Kviitung
Kroomi ja kroomipõhiste sulamite tootmise tööstuslik tooraine on kromiit. Kromi sulatamist koksi (redutseerija), rauamaagi ja muude komponentidega redutseerides saadakse kuni 80% (massi järgi) kroomisisaldusega ferrokroom.
Puhta metallkroomi saamiseks põletatakse kromiit ahjudes sooda ja lubjakiviga:
2Cr 2 O 3 + 2Na 2 CO 3 + 3O 2 = 4Na 2 CrO 4 + 4CO 2
Saadud naatriumkromaat Na2CrO4 leostatakse veega, lahus filtreeritakse, aurustatakse ja töödeldakse happega. Sel juhul muutub Na 2 CrO 4 kromaat Na 2 Cr 2 O 7 dikromaadiks:
2Na 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 4 + H 2 O
Saadud dikromaat redutseeritakse väävliga:
Na 2Cr 2 O 7 + 3S = Na 2 S + Cr 2 O 3 + 2SO 2,
Saadud puhas kroom(III)oksiid Cr 2 O 3 allutatakse aluminotermiale:
Cr 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Cr.
Räni kasutatakse ka:
2Cr 2 O 3 + 3Si = 3SiO 2 + 4Cr
Kõrge puhtusastmega kroomi saamiseks puhastatakse tehniline kroom elektrokeemiliselt lisanditest.
Füüsilised ja keemilised omadused
Vabal kujul on see sinakasvalge metall, millel on kuubikujuline kehakeskne võre, A= 0,28845 nm. Temperatuuril 39°C muutub see paramagnetilisest olekust antiferromagnetiliseks (Néeli punkt). Sulamistemperatuur 1890°C, keemistemperatuur 2680°C. Tihedus 7,19 kg/dm3.
Stabiilne õhu käes. Temperatuuril 300°C see põleb, moodustades rohelise kroom(III)oksiidi Cr 2 O 3, millel on amfoteersed omadused. Cr 2 O 3 sulatamisel leelistega saadakse kromiidid:
Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaCrO 2 + H 2 O
Kaltsineerimata kroom(III)oksiid lahustub kergesti leeliselistes lahustes ja hapetes:
Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O
Kroomikarbonüül Cr(OH) 6 termilisel lagunemisel tekib punane aluseline kroom(II)oksiid CrO. Nõrgalt aluseliste omadustega pruun või kollane hüdroksiid Cr(OH) 2 sadestub leeliste lisamisel kroom(II) soolade lahustele.
Kroomi(VI)oksiidi CrO 3 hoolikas lagundamine hüdrotermilistes tingimustes tekitab kroom(IV)dioksiidi CrO 2, mis on ferromagnetiline ja metallilise juhtivusega.
Kui kontsentreeritud väävelhape reageerib dikromaatide lahustega, tekivad kroom(VI)oksiidi CrO 3 punased või violetsed-punased kristallid. Tüüpiliselt happeline oksiid, moodustades veega interakteerudes tugevad ebastabiilsed kroomhapped: kroom H 2 CrO 4, dikroomne H 2 Cr 2 O 7 jt.
Haliidid on teada vastavad erineval määral kroomi oksüdatsioon. Sünteesiti kroomdihalogeniidid CrF 2, CrCl 2, CrBr 2 ja CrI 2 ning trihalogeniidid CrF 3, CrCl 3, CrBr 3 ja CrI 3. Erinevalt sarnastest alumiiniumi ja raua ühenditest on CrCl 3 trikloriid ja kroomtribromiid CrBr 3 siiski mittelenduvad.
Kroomitetrahalogeniididest on CrF 4 stabiilne, kroomtetrakloriid CrCl 4 esineb ainult aurudes. Kroomheksafluoriid CrF 6 on teada.
Saadi ja iseloomustati kroomoksühalogeniidid CrO 2 F 2 ja CrO 2 Cl 2.
Kroomi ühendid booriga (boriidid Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 2, CrB 4 ja Cr 5 B 3), süsinikuga (karbiidid Cr 23 C 6, Cr 7 C 3 ja Cr 3 C 2), sünteesiti räniga (silitsiidid Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 ja CrSi) ja lämmastikuga (nitriidid CrN ja Cr 2 N).
Kroom(III) ühendid on lahustes kõige stabiilsemad. Selles oksüdatsiooniastmes vastab kroom nii katioonsele vormile kui ka anioonsele vormile, näiteks leeliselises keskkonnas esinevale 3-anioonile.
Kui kroom(III)ühendid oksüdeeritakse leeliselises keskkonnas, tekivad kroom(VI)ühendid:
2Na3 + 3H2O2 = 2Na2CrO4 + 2NaOH + 8H2O
Cr (VI) vastab paljudele hapetele, mis esinevad ainult vesilahustes: kroom H 2 CrO 4, dikroomne H 2 Cr 2 O 7, trikroomne H 3 Cr 3 O 10 ja teised, mis moodustavad sooli - kromaadid, dikromaadid, trikromaadid, jne. .
Olenevalt keskkonna happesusest muunduvad nende hapete anioonid kergesti üksteiseks. Näiteks kollase kaaliumkromaadi K 2 CrO 4 lahuse hapestamisel moodustub oranž kaaliumdikromaat K 2 Cr 2 O 7:
2K 2 CrO 4 + 2HCl = K 2 Cr 2 O 7 + 2 KCl + H 2 O
Kui aga K 2 Cr 2 O 7 oranžile lahusele lisada leeliselahust, muutub värv uuesti kollaseks, kuna moodustub uuesti kaaliumkromaat K 2 CrO 4:
K 2 Cr 2 O 7 + 2 KOH = 2 K 2 CrO 4 + H 2 O
Kui baariumsoola lahust lisatakse kollasele kromaadiioone sisaldavale lahusele, sadestub kollane baariumkromaadi BaCrO 4 sade:
Ba 2+ + CrO 4 2- = BaCrO 4
Kroom(III)ühendid on tugevad oksüdeerijad, näiteks:
K 2Cr 2 O 7 + 14 HCl = 2CrCl 3 + 2KCl + 3Cl 2 + 7H 2 O
Rakendus
Kroomi kasutamine põhineb selle kuumakindlusel, kõvadusel ja korrosioonikindlusel. Kasutatakse sulamite tootmiseks: roostevabast terasest, nikroom jne. Suur hulk kroomi kasutatakse dekoratiivsete korrosioonikindlate katete jaoks. Kroomühendid on tulekindlad materjalid. Kroom(III)oksiid on roheline värvipigment, mis sisaldub ka abrasiivsetes materjalides (GOI pastad). Kroomi(VI) ühendite redutseerimisel tekkivat värvimuutust kasutatakse väljahingatavas õhus sisalduva alkoholisisalduse kiireks analüüsiks.
Cr 3+ katioon on osa kaaliumkroomi KCr(SO 4) 2 · 12H 2 O maarjast, mida kasutatakse naha parkimisel.
Füsioloogiline toime
Kroom on üks biogeensetest elementidest ning sisaldub pidevalt taimede ja loomade kudedes. Loomadel osaleb kroom lipiidide, valkude (ensüümi trüpsiini osa) ja süsivesikute metabolismis. Kroomisisalduse vähenemine toidus ja veres toob kaasa kasvukiiruse vähenemise ja kolesterooli taseme tõusu veres.
Kroommetall on praktiliselt mittetoksiline, kuid metalli tolm kroom ärritab kopsukudet. Kroom(III)ühendid põhjustavad dermatiiti. Kroom(VI) ühendid põhjustavad inimesel mitmesuguseid haigusi, sealhulgas vähki. Kroomi(VI) maksimaalne lubatud kontsentratsioon atmosfääriõhus on 0,0015 mg/m3.

entsüklopeediline sõnaraamat. 2009 .

Vaadake, mis on "kroom" teistes sõnaraamatutes:

kroom- kroom ja... Vene õigekirjasõnaraamat

kroom- kroom/… Morfeemilise õigekirja sõnastik

- (kreeka keelest chroma color, paint). Hallikas metall, mida kaevandatakse kroomimaagist. Sõnastik võõrsõnad, sisaldub vene keeles. Chudinov A.N., 1910. Hallikast värvi KROOM metall; V puhtal kujul X. pole kasutatud; ühendused... Vene keele võõrsõnade sõnastik

KROOM- vt KROOM (Cr). Kroomiühendeid leidub reovesi paljud tööstusettevõtted, mis toodavad kroomisooli, atsetüleeni, tanniine, aniliini, linoleumit, paberit, värve, pestitsiide, plastmassi jne. Kolmevalentseid ühendeid leidub vees... ... Kalahaigused: juhend

KROOM, ah, abikaasa. 1. Keemiline element, kõva helehall läikiv metall. 2. Kollase värvi tüüp (spetsiaalne). | adj. kroom, aya, oh (1 väärtuseni) ja kroom, aya, oh. Kroomitud teras. Kroomimaagi. II. KROOM, ah, abikaasa. Pehme õhuke nahk. | adj... Sõnastik Ožegova

kroom- a, m kroom. novolat. kroom lat. kroom gr. värvaine. 1. Keemiline element on kõva hõbedane metall, mida kasutatakse kõvasulamite valmistamisel ja metalltoodete katmiseks. BAS 1. Vauquelini avastas metalli... ... Vene keele gallicismide ajalooline sõnastik

KROOM- KROOM, kroom (kreeka kromavärvist), I sümbol. SG, chem. element at. kaal 52,01 (isotoobid 50, 52, 53, 54); seerianumber 24, eest! hõivab koha perioodilisuse tabeli j rühma paaris VI alagrupis. Ühendeid X. leidub sageli looduses... Suur meditsiiniline entsüklopeedia

- (lat. kroom) Cr, Mendelejevi perioodilisuse tabeli VI rühma keemiline element, aatomnumber 24, aatommass 51,9961. Nimi kreeka keelest. kromavärv, värv (ühendi ereda värvuse tõttu). Sinakas hõbedane metall; tihedus 7,19… Suur entsüklopeediline sõnaraamat

CHROME 1, a, m Ožegovi seletav sõnaraamat. S.I. Ožegov, N. Yu. Švedova. 1949 1992… Ožegovi seletav sõnaraamat

KROOM 2, a, m Pehme õhuke nahk. Ožegovi seletav sõnaraamat. S.I. Ožegov, N. Yu. Švedova. 1949 1992… Ožegovi seletav sõnaraamat

Kroomiühendite keemilised omadused.

Cr2+. Kahevalentse kroomi katiooni laengukontsentratsioon vastab magneesiumi katiooni ja kahevalentse raua katiooni laengukontsentratsioonile, seetõttu on mitmed omadused, eriti nende katioonide happe-aluseline käitumine, lähedased. Veelgi enam, nagu juba mainitud, on Cr 2+ tugev redutseerija, mistõttu lahus sisaldab järgmised reaktsioonid: 2CrCl 2 + 2HCl = 2CrCl 3 + H 2 4CrCl 2 + 4HCl + O 2 = 4CrCl 3 + 2H 2 O. Üsna aeglaselt, kuid ühtlaselt toimub oksüdatsioon veega: 2CrSO 4 + 2H 2 O) = 2Cr +(OH) H 2. Kahevalentse kroomi oksüdatsioon toimub isegi kergemini kui kahevalentse raua soolade oksüdatsioon, samuti toimub mõõdukas katioonhüdrolüüs (st esimene etapp on domineeriv).

CrO on aluseline oksiid, musta värvi, pürofooriline. 700 o C juures on see disproportsioonid: 3CrO = Cr 2 O 3 + Cr. Seda saab saada vastava hüdroksiidi termilisel lagunemisel hapniku puudumisel.

Cr(OH) 2 – lahustumatu alus kollast värvi. Reageerib hapetega, samal ajal kui oksüdeerivad happed oksüdeerivad teatud tingimustel kahevalentset kroomi (oksüdeeriv aine - H +). Vahetusreaktsiooni teel toodetud kroom(II)hüdroksiid muutub oksüdatsiooni tõttu kiiresti roheliseks:

4Cr(OH)2 + O2 = 4CrO(OH) + 2H2O.

Oksüdatsiooniga kaasneb ka kroom(II)hüdroksiidi lagunemine hapniku juuresolekul: 4Cr(OH) 2 = 2Cr 2 O 3 + 4H 2 O.

Cr3+. Kroom(III) ühendid keemilised omadused sarnane alumiiniumi ja raua ühenditega (III). Oksiid ja hüdroksiid on amfoteersed. Nõrkade ebastabiilsete ja lahustumatute hapete soolad (H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3) läbivad pöördumatu hüdrolüüsi:

2CrCl3 + 3K 2S + 6H 2O = 2Cr(OH)3 ↓ + 3H 2S + 6KCl; Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S.

Kuid kroom (III) katioon ei ole väga tugev oksüdeerija, seega on kroom (III) sulfiid olemas ja seda saab veevabades tingimustes saada, kuigi mitte lihtsatest ainetest, kuna see laguneb kuumutamisel, kuid vastavalt reaktsioonile: 2CrCl 3 (cr) + 2H 2S (gaas) = ​​Cr2S3 (cr) + 6HCl. Kolmevalentse kroomi oksüdeerivatest omadustest ei piisa, et selle soolade lahused saaksid suhelda vasega, kuid tsingiga toimub selline reaktsioon: 2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2.

Cr2O3 - rohelist värvi amfoteerne oksiid, millel on väga tugev kristallvõre, seetõttu avaldab see keemilist aktiivsust ainult amorfne olek. Reageerib peamiselt legeeritud happeliste ja aluseliste oksiididega, hapete ja leelistega, samuti happeliste või aluseliste funktsioonidega ühenditega:

Cr 2 O 3 + 3K 2 S 2 O 7 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3K 2 SO 4; Cr 2 O 3 + K 2 CO 3 = 2KCrO 2 + CO 2.

Cr(OH)3 (CrO(OH), Cr2O3 *nH2O) - halli-sinise värvi amfoteerne hüdroksiid. Lahustub nii hapetes kui leelistes. Leelises lahustatuna tekivad hüdroksokompleksid, milles kroomi katiooni koordinatsiooniarv on 4 või 6:

Cr(OH)3 + NaOH = Na; Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3.

Hüdroksokompleksid lagunevad hapetega kergesti, samas kui tugevate ja nõrkade hapetega on protsessid erinevad:

Na + 4HCl = NaCl + CrCl3 + 4H2O; Na + CO 2 = Cr(OH) 3 ↓ + NaHCO 3.

Cr(III) ühendid ei ole mitte ainult oksüdeerivad ained, vaid ka redutseerivad ained seoses muundamisega Cr(VI) ühenditeks. Reaktsioon toimub eriti kergesti leeliselises keskkonnas:

2Na 3 + 3Cl 2 + 4NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O E 0 = - 0,72 V.

Happelises keskkonnas: 2Cr 3+ → Cr 2 O 7 2- E 0 = +1,38 V.

Cr +6. Kõik Cr(VI) ühendid on tugevad oksüdeerivad ained. Nende ühendite happe-aluseline käitumine on sarnane samas oksüdatsiooniastmes olevate väävliühendite omaga. Selline põhi- ja sekundaarsete alarühmade elementide ühendite omaduste sarnasus maksimaalses positiivses oksüdatsiooniastmes on iseloomulik enamikule perioodilise süsteemi rühmadele.

CrO3 - tumepunane ühend, tüüpiline happeoksiid. Sulamistemperatuuril see laguneb: 4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3O 2.

Oksüdeeriva toime näide: CrO 3 + NH 3 = Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O (Kuumutamisel).

Kroom(VI)oksiid lahustub kergesti vees, lisades seda ja muutudes hüdroksiidiks:

H2CrO4 - kroomhape on tugev kahealuseline hape. Seda ei eraldata vabas vormis, sest kontsentratsioonil üle 75%, toimub kondensatsioonireaktsioon dikroomhappe moodustumisega: 2H 2 CrO 4 (kollane) = H 2 Cr 2 O 7 (oranž) + H 2 O.

Edasine kontsentreerimine viib trikroomsete (H 2 Cr 3 O 10) ja isegi tetrakroomsete (H 2 Cr 4 O 13) hapete moodustumiseni.

Kromaatiooni dimerisatsioon toimub ka hapestamisel. Selle tulemusena esinevad kroomhappe soolad pH > 6 juures kollaste kromaatidena (K 2 CrO 4) ja pH juures< 6 как бихроматы(K 2 Cr 2 O 7) oranž värv. Enamik dikromaate on lahustuvad ja kromaatide lahustuvus vastab täpselt vastavate metallide sulfaatide lahustuvusele. Vastavate soolade vastastikune muundamine on võimalik lahustes:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O; K 2 Cr 2 O 7 + 2 KOH = 2 K 2 CrO 4 + H 2 O.

Kaaliumdikromaadi interaktsioon kontsentreeritud väävelhappega viib kroomanhüdriidi moodustumiseni, mis ei lahustu selles:

K 2 Cr 2 O 7 (kristalne) + + H 2 SO 4 (konts.) = 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O;

Kuumutamisel toimub ammooniumdikromaadis intramolekulaarne redoksreaktsioon: (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

HALOGEENID ("sünnisoolad")

Halogeenid on perioodilisuse tabeli VII rühma peamise alarühma elemendid. Need on fluor, kloor, broom, jood, astatiin. Nende aatomite välise elektroonilise kihi struktuur: ns 2 np 5. Seega on välisel elektroonikatasandil 7 elektroni ja neil puudub väärisgaasi stabiilse kesta saavutamiseks vaid üks elektron. Olles perioodi eelviimased elemendid, on halogeenidel selle perioodi väikseim raadius. Kõik see toob kaasa asjaolu, et halogeenidel on mittemetallide omadused, neil on kõrge elektronegatiivsus ja kõrge ionisatsioonipotentsiaal. Halogeenid on tugevad oksüdeerivad ained, mis on võimelised vastu võtma elektroni, muutuma "1-" laenguga aniooniks või avaldama oksüdatsiooniastet "-1", kui nad seostuvad vähem elektronegatiivsete elementidega. Samal ajal, liikudes läbi rühma ülalt alla, suureneb aatomiraadius ja väheneb halogeenide oksüdatsioonivõime. Kui fluor on tugevaim oksüdeerija, siis jood interaktsioonis mõne kompleksse ainega, aga ka hapniku ja muude halogeenidega, avaldab taastavad omadused.

Fluori aatom erineb teistest rühma liikmetest. Esiteks on sellel ainult negatiivne oksüdatsiooniaste, kuna see on kõige elektronegatiivsem element, ja teiseks, nagu igal II perioodi elemendil, on sellel välisel elektroonilisel tasemel ainult 4 aatomiorbitaali, millest kolm on hõivatud üksikute elektronide paaridega, neljandal on paaritu elektron, mis enamikul juhtudel on ainus valentselektron. Teiste elementide aatomites on välistasandil täitmata d-elektroni alamtase, kuhu ergastatud elektron võib minna. Iga üksik paar annab paardumisel kaks elektroni, seega on kloori, broomi ja joodi peamised oksüdatsiooniastmed lisaks “-1”-le “+1”, “+3”, “+5”, “+7”. Vähem stabiilsed, kuid põhimõtteliselt saavutatavad on oksüdatsiooniastmed “+2”, “+4” ja “+6”.

Kuidas lihtsad ained Kõik halogeenid on kaheaatomilised molekulid, mille aatomite vahel on üksiksidemed. Molekulide reas F 2, Cl 2, Br 2, J 2 olevate sidemete dissotsiatsioonienergiad on järgmised: 151 kJ/mol, 239 kJ/mol, 192 kJ/mol, 149 kJ/mol. Sidemete energia monotoonne vähenemine kloorilt joodile üleminekul on kergesti seletatav sideme pikkuse suurenemisega aatomiraadiuse suurenemise tõttu. Ebanormaalselt madalal seondumisenergial fluori molekulis on kaks seletust. Esimene puudutab fluori molekuli ennast. Nagu juba mainitud, on fluoril väga väike aatomiraadius ja välistasandil koguni seitse elektroni, mistõttu aatomite lähenemisel molekuli moodustumisel toimub elektron-elektron tõrjumine, mille tulemusena orbitaalid ei kattu täielikult ja sidemete järjestus fluori molekulis on veidi väiksem kui üks. Teise seletuse kohaselt on ülejäänud halogeenide molekulides täiendav doonor-aktseptor kattumine ühe aatomi üksiku elektronpaari ja teise aatomi vaba d-orbitaali vahel, kaks sellist vastandlikku vastasmõju molekuli kohta. Seega on kloori, broomi ja joodi molekulides olev side interaktsioonide olemasolu osas defineeritud kui peaaegu kolmekordne. Kuid doonori ja aktseptori kattumine toimub ainult osaliselt ja sideme järjekord (kloori molekuli puhul) on 1,12.

Füüsikalised omadused: Fluor on tavatingimustes raskesti veelduv gaas (keemistemperatuur on -187 0 C) helekollase värvusega, kloor on kergesti veelduv gaas (keemistemperatuur on -34,2 0 C) kollakasroheline gaas, broom pruun, kergesti aurustuv vedelik, jood –. tahke hall metallilise läikega. Tahkes olekus moodustavad kõik halogeenid molekulaarse kristallvõre, mida iseloomustavad nõrgad molekulidevahelised vastasmõjud. Seoses sellega on joodil kalduvus sublimeeruda – atmosfäärirõhul kuumutamisel läheb see gaasilisse olekusse (moodustab violetseid aure), möödudes vedelast olekust. Liikudes läbi rühma ülalt alla, tõusevad sulamis- ja keemistemperatuurid nii ainete molekulmassi suurenemise kui ka molekulide vahel mõjuvate van der Waalsi jõudude tugevnemise tõttu. Nende jõudude suurus on seda suurem, mida suurem on molekuli polariseeritavus, mis omakorda suureneb aatomi raadiuse suurenedes.

Kõik halogeenid lahustuvad vees halvasti, kuid hästi lahustuvad mittepolaarsetes orgaanilistes lahustites, näiteks süsiniktetrakloriidis. Halb vees lahustuvus on tingitud asjaolust, et kui halogeeni molekuli lahustumiseks tekib õõnsus, kaotab vesi üsna tugevad vesiniksidemed, mille eest polaarse molekuli ja mittepolaarse halogeeni molekuli vahel sidemeid ei teki. tugevad vastasmõjud ei teki. Halogeenide lahustumine mittepolaarsetes lahustites vastab olukorrale: "sarnane lahustub sarnases", kui sidemete katkemine ja moodustumine on sama.

Kroom

Ajalooline viide

Metallist kroomi saadakse selle redutseerimisel oksiidist alumiiniumi abil (aluminotermia):

Sel eesmärgil kasutatakse kroomi rauamaaki. Esiteks sulatatakse see hapniku juuresolekul soodaga ja seejärel redutseeritakse saadud naatriumkromaat süsinikuga kroomoksiidiks:

Kroomi ja selle ühendite omadused. Kroom on valge, läikiv hallika varjundiga metall, millel on suur kõvadus ja elastsus. Kell toatemperatuuril vastupidav veele ja õhule.

Keemiliselt on kroom metallina redutseerija. Olenevalt reaktsioonitingimustest võib sellel olla erinev oksüdatsiooniaste; olekud +2, +3, +6 on stabiilsed.

Normaaltingimustes on kroom hapnikukindel, millega interaktsioon toimub ainult kuumutamisel. Samades tingimustes reageerib kroom ka kloori, väävli, lämmastiku ja räniga. Näiteks:

Tavaliselt sisaldab kroomi pind tihedat Cr 2 0 3 oksiidikihti, mis kaitseb metalli edasise oksüdatsiooni eest. See passiveeritud pind on põhjuseks, et tavalistel temperatuuridel ei toimu kroomi koostoimet lämmastikhappe ja aqua regiaga.

Kroom reageerib lahjendatud vesinikkloriid- ja väävelhapetega, vabastades vesiniku ja moodustades Cr(II) soolad, mis kiiresti oksüdeerudes muutuvad Cr(III) sooladeks:

Kroomühenditel on enamasti järgmine ruumiline struktuur:

Hapnikuga moodustab kroom rea oksiide, millel on olenevalt metalli oksüdatsiooniastmest aluselised, amfoteersed või happelised omadused.

Kroom(II)oksiidil CrO on põhilised omadused. HC1-ga suheldes moodustab see CrCl2.

Vesiniku mõjul redutseeritakse CrO metalliliseks kroomiks, kui seda kuumutatakse atmosfäärihapniku mõjul, muutub see Cr 203-ks.

Oksiid CrO vastab hüdroksiidile Cr(OH), mis moodustub CrCl2-st:

Cr(OH)2 on kollane aine. See on oma olemuselt aluseline ja reaktsioonides hapetega moodustab vastavad Cr(P) soolad.

Cr 2+ ioon on nii tugev redutseerija, et on võimeline veest vesinikku välja tõrjuma:

Cr(P) oksüdeerub kergesti õhuhapniku toimel, seega CrCl lahus:! näiteks saab kasutada hapniku neelamiseks:

Cr(P) ühendite vesilahused on sinised.

Kroom(III)oksiid Cr 2 0 3 kuulub amfoteersete oksiidide hulka.

See saadakse kroomoksiidi (U1) kaltsineerimisel või ammooniumdikromaadi lagundamisel või kroom(III)hüdroksiidi termilisel lagundamisel:

Kroom(III)hüdroksiid Cr(OH) ;j saadakse leeliste toimel kroomisooladele; sel juhul vabaneb Cr(OH) 3 sinakashalli sademe kujul:

Cr(OH)3-l on amfoteersed omadused. Sarnaselt alumiiniumhüdroksiidiga reageerib Cr(OH)3 hapetega, moodustades Cr(III) soolasid, ja leelistega, moodustades kromiite:

Meta- või ortokromiidid, mis on vastavate hapete - HCl0 2 (metakroomne) ja H 3 Cr0 3 (ortokroomne) soolad, tekivad kroomoksiidi (III) sulatamisel leeliste või soodaga:

Seetõttu tuleks Cr(OH)3 pidada amfoteerseks hüdroksiidiks:

Tugevate oksüdeerivate ainete mõjul aluselises keskkonnas muutuvad kroom(III)ühendid kroom(U1)ühenditeks - kromaatideks:

Cr 3 * iooni iseloomustavad arvukad kompleksühendid, milles harvade eranditega on koordinatsiooniarv 6. Nende kompleksühendite peamine omadus on nende kineetiline stabiilsus vesilahustes.

Sini-violetne heksaakvaaioon [Cr(H 2 0) 6 ] 3+ on osa paljudest kristalsetest hüdraatidest: CrCl 3 -6H 2 0, KCr(S0 4) 2 -12H 2 0 jne. Selle katioonse kompleksi valmistamist saab väljendada järgmise võrrandiga:

Katioonsete Cr(III) komplekside koostis võib varieeruda sõltuvalt pH-st, temperatuurist ja kontsentratsioonist ning seetõttu muutub nende värvus violetsest roheliseks. Kui komplekskatioonis asendatakse H 2 0 molekulid näiteks klooriga, võivad tekkida erinevad CrCl 3 6H 2 0 isomeersed vormid:

Kõige arvukamad on kompleksid, mille ligandid on amiinid. Nende hulgas leiti ühendeid, millel on kõikvõimalikud isomeeriatüübid. Lisaks mononukleaarsetele kompleksidele, näiteks 2+, võivad olla ka polünukleaarsed kompleksid, milles kaks või enam metalliaatomit on ühendatud hüdroksüülsildade kaudu.

Anioonsed kompleksid - kromaadid - on erineva koostisega ja neid saab saada järgmiste reaktsioonide abil:

Anioonsete komplekside värvus sõltub ligandi olemusest: 3_ - smaragdroheline, [CrCl 6 ] 3_ - roosakaspunane ja 3_ - kollane.

Anioonne kompleks [Cr(OH) 6 ]:1 “ moodustab arvukalt sooli - hüdroksokromaate, mis on stabiilsed tahkes olekus ja lahustes - ainult tugevalt aluselises keskkonnas.

Veevabad Cr(III) ühendid erinevad oma struktuuri ja omaduste poolest kristalsetest hüdraatidest. Seega on veevaba soolal CrCl 3 polümeerikihi struktuur, CrCl 3 -6H 2 0 aga saarestruktuuriga. CrCl 3 lahustub erinevalt CrC1 3 -6H 2 0-st vees väga aeglaselt. Vesilahustes olevad Cr(PT) ühendid tavaliselt hüdrolüüsitakse ja selle protsessi esimeses etapis tekib kompleksioon [Cr(H 2 0)0H| 3+:

Seejärel võib toimuda nende komplekside polümerisatsioon. Cr 2 S 3 sulfiidi ja karbonaadi Cr 2 (C0 3) 3 iseloomustab veelgi suurem ebastabiilsus. Seega ei saa Cr 2 S 3 ja Cr 2 (C0 3) 3 vesilahusest vahetusreaktsioonide teel, kuna need ühendid hüdrolüüsitakse nende parema lahustuvuse tõttu võrreldes Cr (OH) 3-ga täielikult:

Kroomoksiid (U1) Cr0 3 on kristalne aine tumepunast värvi. See saadakse kontsentreeritud H 2 S0 4 toimel dikromaatidele:

Cr03-l on ahelstruktuur, mille moodustavad Cr04 tetraeedrid.

Cr03 on tüüpiline happeline oksiid. See lahustub kergesti vees, moodustades kroomhappe H 2 Cr0 4 ja dikroomhappe 11 2 Cr 20 7 lahuse, mille vahel tekib tasakaal:

Suureneva lahjenduse korral nihkub tasakaal HCr0 4 moodustumise suunas

Leeliselistes lahustes pH > 7 korral moodustab Cr0 3 kollase värvusega tetraeedrilise kromaadi iooni Cr() 4. pH vahemikus 2 kuni 6 on HCl0 4 ioon ja oranžikaspunane dikromaadi ioon Cr 2 0| .

Leeliselises keskkonnas toimuvad järgmised protsessid:

Tasakaaluasend ei sõltu ainult pH-st, vaid ka nende katioonide olemusest, mis võivad moodustada lahustumatud kromaate (Ba 2+, Pb 2+ ja Ag* katioonid moodustavad kromaate).

Seega nihutab hapete lisamine tasakaalu vasakule ja leeliste lisamine nihutab tasakaalu paremale:

See on aluseks kromaatide tootmisele dikromaatidest ja vastupidi:

Cr(VI) ühendid on oksüdeerivad ained. Happelises keskkonnas on dikromaadi ioon Cr 2 0 2 tugev oksüdeerivad omadused, taastamine väärtusele Cr(W):

Cr(VI) kõrge oksüdatiivne aktiivsus avaldub reaktsioonis K2Cr207 ja kontsentreeritud HC1 kuumutamisel:

See reaktsioon on mugav kloori tootmiseks väikesed kogused. Kütmise lõppedes peatub ka kloori eraldumine. Väga tugevate redutseerivate ainete toimel saab Cr(VI) derivaate redutseerida neutraalses ja kergelt aluselises keskkonnas. Näiteks interaktsioon (NH^S-ga toimub kuumutamisel:

Tuleb märkida, et Cr(VI) oksüdeerivad omadused aluselises keskkonnas on palju vähem väljendunud kui happelises keskkonnas. Seega esinevad happelistes ja aluselistes lahustes ühendid Cr(III) ja Cr(VI). erinevad vormid: happelises keskkonnas on ülekaalus Cr 3+ või Cr 7 0 2- ioonid ja aluselises keskkonnas |Cr(OH) (.| 3 või Cl 2 ioonid) ja seetõttu Cr(III) ühendite omavaheline muundamine. Cr(VI)-ks ja vastupidi, see toimub sõltuvalt keskkonna reaktsioonist:

happelises keskkonnas

aluselises keskkonnas

Sellest järeldub, et happelises keskkonnas väljenduvad Cr(VI) oksüdeerivad omadused ja aluselises keskkonnas Cr(III) redutseerivad omadused:

Kroomhape H 2 Cr0 4 on palju nõrgem kui dikroomhape. Niisiis, H2CrO puhul TO,= 3 10 7 ja H 2 Cr 2 0 7 korral TO, = 2 10" 2 .

H 2 Cr 2 0 7 - kroomi isopolühapete lihtsaim esindaja, vastav üldine valemеЭ0 3 *тН 2 0 (kus p > t) ja tuntud kui iolikromaatide soolad. Seega, välja arvatud oranžikaspunased dikromaadid (T = 1, P= 2) saadi tumepunased trikromaadid (t = 1, n = 3) ja pruunikaspunased ts-trakromaadid (w = 1, P = 4).

Polükromaadid tekivad hapete mõjul kromaatidele:

Kui leelised mõjutavad iolikromaatide lahuseid, toimub kromaatide moodustumisega vastupidine protsess.

Cr(VI) ei moodusta suuri polühapete ja polüanioonide seeriaid, mis on seletatav iooni suuruse ja kalduvusega moodustada mitut Cr=0 sidet.

Kroomile on iseloomulik H 2 0 2 vastastikmõjul mitteoksiidsete ühendite moodustumine:

Lisaks sinisele oksiiddiperoksiidkroomile (U1) moodustab CrO-kroom järgmise struktuuriga peroksohapete H 2 Cr 2 0 12,11 2 Cr 2 0 8 ja H 2 Cr 0 6 sooli (joonis 6.1).

Riis. 6.1. Pentaieroksodikroomhappe H,Cr 2 O l2 struktuur

Hape H 2 Cr 2 0 |2 moodustab värvunud soolasid Sinine värv, ja P,Cr,0 8 - punaselt.

Kroomperoksiidi ühendid on eeterlahuses stabiilsed, vesilahustes on nad ebastabiilsed ja lagunevad kergesti hapniku eraldumisel ja CrO2 ioonide moodustumisel (aluselises keskkonnas) või Cr(111) ühendid (happelises keskkonnas). Eeldatakse, et kroom(U1)oksiid-dineroksiidi Cr0 5 stabiilsus eetris on tingitud psn-tagagonaalse püramiidi kujulise kompleksi moodustumisest, mille tipus on hapnikuaatom (joonis 6.2).

Riis. 6.2. Kroomi(U1)oksiiddiperoksiidi Cr03 struktuur eetris, kus L on eeter või vee molekul

Seda kompleksi saab saada dikromaadi lahuse töötlemisel vesinikperoksiidiga happelises keskkonnas:

Värvides eetrikihi siniseks, saab hinnata peroksokompleksi moodustumist. See reaktsioon on väga tundlik ja spetsiifiline ning seetõttu kasutatakse seda laialdaselt analüütiline keemia dikromaadi ioonide tuvastamiseks.

Kvalitatiivsed reaktsioonid kromaadi ioonile (Cr0 4 ~)

Kroomi tehniline kasutusala on hästi teada: legeeriva lisandina kasutatakse kroomi laialdaselt kõrgtugevate teraste, nikli ja vasesulamite tootmiseks. Kromaate ja dikromaate kasutatakse laialdaselt naha-, tekstiili-, värvi- ja lakitööstuses. farmaatsiatööstus. Värvide valmistamiseks kasutatakse pliikromaati PBCrO 4, mida nimetatakse kollaseks krooniks. Analüütilises keemias kasutatakse dikromaate K 2 Cr 2 0 7 ja Na 2 Cr 2 0 7 -2H 2 0, mida tuntakse kroomi piikidena.

Külma ja kontsentreeritud H 2 S0 1 küllastunud K 2 Cr 2 0 7 lahuse võrdsete mahtude segu nimetatakse kroomiseguks ja seda kasutatakse jõuliseks oksüdeerimiseks.

Kõik kroomiühendid on väga mürgised!

MÄÄRATLUS

Kroom- kahekümne neljas element perioodilisustabel. Nimetus - Cr ladinakeelsest sõnast "chromium". Asub neljandas perioodis, VIB grupp. Viitab metallidele. Tuumalaeng on 24.

Kroom sisaldub maakoores 0,02% (massist). Looduses leidub seda peamiselt kroomi rauamaagi FeO×Cr 2 O 3 kujul.

Kroom on kõva, läikiv metall (joon. 1), sulab 1890 o C juures; selle tihedus on 7,19 g/cm 3 . Toatemperatuuril on kroom vastupidav nii veele kui ka õhule. Lahjendatud väävel- ja vesinikkloriidhape kroom lahustatakse vesiniku vabastamiseks. Külmas kontsentreeritud lämmastikhape kroom on lahustumatu ja muutub pärast töötlemist passiivseks.

Riis. 1. Chrome. Välimus.

Kroomi aatom- ja molekulmass

MÄÄRATLUS

Aine suhteline molekulmass(M r) on arv, mis näitab, mitu korda on antud molekuli mass suurem kui 1/12 süsinikuaatomi massist ja elemendi suhteline aatommass(A r) - mitu korda on keemilise elemendi aatomite keskmine mass suurem kui 1/12 süsinikuaatomi massist.

Kuna vabas olekus kroom esineb monoatomiliste Cr-molekulide kujul, langevad selle aatom- ja molekulmassi väärtused kokku. Need on võrdsed 51,9962-ga.

Kroomi isotoobid

Teada on, et looduses leidub kroomi nelja stabiilse isotoobi kujul 50 Cr, 52 Cr, 53 Cr ja 54 Cr. Nende massinumbrid on vastavalt 50, 52, 53 ja 54. Kroomi isotoobi 50 Cr aatomi tuum sisaldab kakskümmend neli prootonit ja kakskümmend kuus neutronit ning ülejäänud isotoobid erinevad sellest ainult neutronite arvu poolest.

Seal on kroomi tehisisotoope massinumbritega 42–67, millest kõige stabiilsem on 59 Cr, mille poolestusaeg on 42,3 minutit, samuti üks tuumaisotoop.

Kroomi ioonid

Väljas energia tase Kroomiaatomil on kuus elektroni, mis on valents:

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

Tulemusena keemiline koostoime kroom loovutab oma valentselektronid, st. on nende doonor ja muutub positiivselt laetud iooniks:

Cr 0 -2e → Cr 2+ ;

Cr 0 -3e → Cr 3+ ;

Cr 0 -6e → Cr 6+ .

Kroomi molekul ja aatom

Vabas olekus esineb kroom üheaatomiliste Cr-molekulide kujul. Siin on mõned kroomi aatomit ja molekuli iseloomustavad omadused:

Kroomisulamid

Kroommetalli kasutatakse kroomimiseks ja legeerteraste ühe olulisema komponendina. Kroomi lisamine terasesse suurendab selle vastupidavust korrosioonile nagu praegu veekeskkonnad normaaltemperatuuridel ja gaasides kõrgendatud temperatuuridel. Lisaks on kroomterastel suurenenud kõvadus. Kroom on osa roostevabast happekindlast ja kuumakindlast terasest.

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

NÄIDE 2