• Гідрологія і Гідрометрія
• Господарське право
• Економіка будівництва
• Економіка природокористування
• Економічна теорія
• Земельне право
• Історія України
• Кримінально виконавче право
• Медична радіологія
• Методи аналізу
• Міжнародне приватне право
• Міжнародний маркетинг
• Основи екології
• Предмет Політологія
• Соціальне страхування
• Технічні засоби організації дорожнього руху
• Товарознавство продовольчих товарів

Тлумачний словник
Авто
Автоматизація
Архітектура
Астрономія
Аудит
Біологія
Будівництво
Бухгалтерія
Винахідництво
Виробництво
Військова справа
Генетика
Географія
Геологія
Господарство
Держава
Дім
Екологія
Економетрика
Економіка
Електроніка
Журналістика та ЗМІ
Зв'язок
Іноземні мови
Інформатика
Історія
Комп'ютери
Креслення
Кулінарія
Культура
Лексикологія
Література
Логіка
Маркетинг
Математика
Машинобудування
Медицина
Менеджмент
Метали і Зварювання
Механіка
Мистецтво
Музика
Населення
Освіта
Охорона безпеки життя
Охорона Праці
Педагогіка
Політика
Право
Програмування
Промисловість
Психологія
Радіо
Регилия
Соціологія
Спорт
Стандартизація
Технології
Торгівля
Туризм
Фізика
Фізіологія
Філософія
Фінанси
Хімія
Юриспунденкция

Деякі властивості елементів та простих речовин побічної підгрупи VI групи

Максимальна ковалентність Хрому та його аналогів дорівнює 9, при цьому для їхніх атомів найхарактерніші d²sp³- і d³s (sp³)-гібридизовані стани, що відповідають координаційним числам 6 і 4. Відомі також сполуки, в яких координаційне число Мо і W дорівнює 8.

У сполуках Сr, Мо, W виявляють ступені окиснення від +1 до +6. Стійки­ми ступенями окиснення для Хрому є +3 і +6, для Молібдену і Вольфраму здебільшого +6.

На відміну від елементів підгрупи Ванадію, для яких найстійкішим є найвищий ступінь окиснення +5, у підгрупі Хрому високу стабільність вияв­ляють не тільки сполуки зі ступенем окиснення елемента +6, а й +3 (Хром), +4 (Молібден).

Як і інші d-елементи, Сr, Мо, W — амфотерні, для них характерні як каті­онні, так і аніонні комплекси. Із зростанням ступеня окиснення елемента стійкість аніонних комплексів зростає, а катіонних — зменшується. Наприклад, для Сr (II) характерні катіонні комплекси, для Сr(ІІІ) можливі і катіонні, і аніонні, а для Cr(VI), Mo(VI) і W(VI) — аніонні,

Вміст Хрому в земній корі становить 3,5 · 10^-2 %. Хром трапляється в природі тільки у зв'язаному стані. Основним мінералом Хрому є хромистий залізняк Fe(CrO₂)₂- Відомо чотири стабільних ізотопи Хрому з масовими числами 50, 52, 53 і 54.

Оскільки хром використовують здебільшого для легування сталей, найчас­тіше виплавляють ферохром, який добувають відновленням хромистого заліз­няку:

Чистий хром добувають відновленням Сr₂Щ₃ алюмініємабо силіцієм:

(добавляння СаО запобігає утворенню силікатів хрому).

Необхідний для добування чистого хрому Сr₂О₃ виділяють із хромистого сплавлянням його з содою за доступу кисню:

Хромат натрію, що утворився, розчиняють у воді й обробляють сульфат­ною кислотою:

Na₂Cr₂O₇ викристалізовують із розчину і далі відновлюють вуглецем:

Хром високого ступеня чистоти добувають електролізом водного розчину, що містить близько 25 % оксиду хрому(VI) і до 0,2 % H₂SO₄.

Хром — сріблясто-білий метал, який легко піддається механічній обробці. Кристали його мають об'ємноцентровані кубічні ґратки. З хрому можна витягувати дріт і виковувати тоненькі платівки. Хром — найтвердіший з усіх металів, має високу температуру плавлення (1875 °С).

Завдяки високим твердості, корозійній стійкості та тугоплавкості хром широко використовується для легування сталей, покриття металічних виробів (хромування).

Хром однаково легко утворює сполуки, в яких виявляє ступені окиснення +3 і +6. Відомі нестійкі сполуки Хрому (ІІ), які є добрими відновниками.

Хром у ряду електрохімічних потенціалів розміщується до водню, але завдяки утворенню на його поверхні тонкої захисної оксидної плівки він май­же не піддається корозії. За кімнатної температури хром хімічно малоактив­ний. Він може розчинятися в кислотах-неокисниках (у розбавлених розчинах хлоридної і сульфатної кислот), при цьому утворюються солі Хрому(ІІ):

Солі Хрому(П), утворені сильними кислотами, розчинні у воді, з водного розчину кристалізуються у вигляді кристалогідратів: CrSO₄ · 7Н₂О; СrI₂ · 6Н₂О; СrВr₂ · 6Н₂О. Солі Сr(ІІ) — сильні відновники.

Під дією лугів на солі Хрому (ІІ) утворюється жовтий осад гідроксиду хрому (ІІ). Гідроксид хрому Сr(ОН)₂ й оксид хрому (ІІ) СrO виявляють основні властивості. Хром здатний безпосередньо сполучатися з киснем з утворенням оксиду хрому (ІІІ) Сr₂О₃, а у вигляді дрібнодисперсного порошку на повітрі самозаймається. Найстійкішим оксидом хрому є Сr₂О₃. Оксид хрому (ІV) СrО₃ менш стійкий; його добувають під дією концентрованої сульфатної кислоти на дихромати:

Оксид хрому (VІ) — кислотний оксид, осідає у вигляді темно-червоних кристалів голчастої форми. СrО₃ — отруйна речовина (смертельна доза 0,1 г).

Оксид хрому (ІП) має зелене забарвлення, досить стійкий проти дії хіміч­них реагентів, його використовують як зелену фарбу; Сr₂О₃ і відповідний йому гідроксид Сr(ОН)₃ амфотерні. Отже, в ряду СrO— Сr₂О₃—СrО₃ основні властивості послаблюються, а кислотні посилюються: СrО — основний, Сr₂О₃ — амфотерний, а СrО₃ — кислотний оксид.

У кристалічному стані оксид хрому (Ш) має чорне забарвлення і металіч­ний блиск, хімічно інертний, у воді, кислотах і лугах не розчиняється. Його амфотерна природа виявляється під час сплавляння з лугами, основними оксидами, карбонатами лужних металів, з дисульфатом або гідрогенсульфа-том калію:

+2

Хроміти типу Ме(СrО₂)₂ є координаційними полімерами, тобто змішани­ми оксидами. Природним хромітом є змішаний оксид Fe(II) і Сr(ІІІ) — хро­мистий залізняк Fe(CrO₂)₂.

Гідроксид хрому(Ш) має сіро-синє забарвлення, амфотерний, добувають його під дією лугів на розчинні солі Хрому (ПІ). У разі осадження з розчинів він має змінний склад: Сr₂О₃ · nН₂О, під час стояння поступово переходить в Сг(ОН)₃ і втрачає активність. Свіжодобутий гідроксид хрому(ПІ) добре розчиняється в кислотах і лугах:

Аквакомплекс [Сr(Н₂О)₆]³⁺ має синьо-фіолетове забарвлення, як і криста­логідрати солей Хрому(ІІІ).

Солі Хрому(ІІІ), утворені сильними кислотами, добре розчиняються у воді і є сильними електролітами. З водних розчинів кристалізуються у вигляді

кристалогідратів.

Біля катіона Сr³⁺ можуть координуватись не тільки молекули води, а й інші ліганди. Під дією аміаку на солі Хрому утворюються такі комплексні сполуки: [Cr(NH₃)₄Cl₂]Cl, [Cr(NH₃)₆](NO₃)₃ тощо.

За наявності таких лігандів, як CN^–, SCN^–, Сl^–, Хром утворює координа­ційні сфери аніонного типу: K₃[Cr(CN)₆], Rb₃[Cr(SCN)₆], Cs₃[CrCl₆].

З солями лужних металів, амонію Хром(Ш) утворює подвійні солі типу галунів: NH₄Cr(SO₄)₂ ·12Н₂О, KCr(SO₄)₂ ·12Н₂О. Кристали цих солей, як і кристали інших галунів, мають форму октаедрів, забарвлені у фіолетовий колір. Хромоамонійний галун використовується для дублення шкір і як протрава під час фарбування.

В окисно-відновних реакціях солі Хрому(ІП) можуть виступати як від­новники, що найкраще виявляється в лужному середовищі:

Внаслідок окиснення солей Хрому(ПІ) утворюються хромати — солі хро-матної кислоти Н₂СrО₄. Цю кислоту можна добути під час розчинення кис­лотного оксиду СrO₃, у воді. Хроматна кислота Н₂СrО₄, як і дихроматна Н₂Сг₂О₇, відома лише в розчині. У водних розчинах вони перебувають у стані рівноваги:

Хромати лужних та лужноземельних металів, магнію, амонію, талію, плюмбуму мають жовте забарвлення, дихромати — оранжеве. Розчинними у воді є лише солі лужних металів, магнію і кальцію. В кислих розчинах, як правило, утворюються дихромати, в лужних — хромати.

Дихромати досить термостійкі. Хроматний ангідрид, хромати і дихрома­ти— отруйні. Хромат плюмбуму(ІІ) РbСrO₄ має жовте забарвлення, під назвою «жовтий крон» використовується як жовта олійна фарба.

Відомі похідні полімерних аніонних комплексів Хрому(УІ), наприклад: К₂Сr₂O₇ — дихромат, К.₂Сг₃O₁₀— трихромат, К₂Сr₄O₁₃— тетрахромат, полі-хромати К₂[СrO₄(СrO₃)_n-1]. Відповідні поліхроматам кислоти не добуті.

Сполуки Хрому(VІ) — сильні окисники. У сухому вигляді хромати гірше вступають в окисно-відновні реакції, ніж у розчині. Сухий дихромат калію «хромпік» здатний окиснювати метали, сірку, тому його використовують у сір­никовому виробництві та для виготовлення запалів. Сухий дихромат амонію під час нагрівання розкладається, що також є наслідком відновлення хрому(VІ):

Під час відновлення дихроматів у кислому середовищі утворюються похідні катіонного комплексу [Сr(Н₂О)₆]³⁺:

у нейтральному середовищі – гідроксид хрому (ІІІ):

у лужному середовищі – похідні аніонного комплексу [Cr(OH)₆]^3-

Йони Сr₂О у кислому розчині взаємодіють з пероксидом гідрогену і

переходять у перокоид хрому, що має синє забарвлення. Реакція відбувається за рівнянням

Пероксид хрому, розчиняючись у воді, дає надхроматну кислоту Н₂СrО₆. Ця реакція дуже чутлива і є якісною реакцією виявлення хрому.

Найбільшу окиснювальну активність хромати виявляють у кислому се­редовищі. Тому дихромат калію в суміші з концентрованою сульфатною кислотою використовують для миття хімічного посуду (хромова суміш — К₂Сr₂О₇ + H₂SO₄).

Хром сполучається з галогенами дещо легше, ніж з киснем. Під час нагрі­вання хрому з фтором може утворитися дуже нестійкий фторид червоного кольору CrF₅. Галогеніди хрому СrF₃ і СrІ₃ можна добути у вигляді кристало­гідратів під час взаємодії Сr(ОН)₃ з HF і НІ.

Під час нагрівання хрому з сіркою утворюється сульфід хрому(Ш) Cr₂S₃. Його можна добути також внаслідок взаємодії СrС1₃ з H₂S. Виділити сульфід хрому(ПІ) Cr₂S₃ з водних розчинів неможливо, оскільки він у водних розчи­нах повністю гідролізує.

Хром за високої температури здатний сполучатися з вуглецем з утворенням тугоплавкого і дуже твердого карбіду хрому Сr₃С₂ (Сr₂С).

Сполуки Хрому знаходять широке застосування. Дихромат калію часто використовують як окисник в органічних синтезах, Na₂Cr₂O₇ 2Н₂О — як протраву під час фарбування, хромові галуни KCr(SO₄)₂ • 12Н₂ ·О — під час дублення шкір, солі Хрому (Ш) — як відновники в кубовому фарбуванні. Сполуки Хрому Cr₂O₃, PbCrO₄, Pb₂(OH)₂CrO₄, ZnCrO₄ є пігментами фарб і лаків, Сr₂О₃ застосовують як абразив.

У сульфідних міднонікелевих рудах платинові метали перебувають здебільшого у вигляді сполук із Сульфуром, Арсеном, Стибієм.

Найрідкіснішим серед них є рутеній, виявлений у 1844 р. казанським хіміком К. К. Клаусом і названий ним Рутенієм на честь Росії.

Самородна платина трапляється у вигляді суміші металічних сплавів, входить до складу природного сплаву іридосміну, в якому переважають іри­дій та осмій. Переробка цих природних сплавів зводиться до відмивання їх від пустої породи і розділення суміші металів.

Деякі властивості платинових металів подано в табл. 5.2.7 . Метали — руте­ній, родій, паладій, осмій, іридій і платина — завжди трапляються разом. Загальний вміст їх у земній корі становить близько 10 ^б %. Існують вони переважно у вільному стані.

Таблиця 5.2.7.

Читайте також:

1. II. За зміною ступенів окиснення елементів, які входять до складу реагуючих речовин
2. IV. Запасні речовини
3. L2.T4. Транспортування рідких, твердих та газоподібних речовин.
4. L2.T4/1.Переміщення твердих речовин по території хімічного підприємства.
5. Аварії з викидом (загрозою викиду) сильнодіючих отруйних речовин на об'єктах економіки.
6. Аварії з викидом радіоактивних речовин у навколишнє середовище
7. Аварії з викидом радіоактивних речовин у навколишнє середовище
8. Аваріїз витоком сильнодіючих отруйних речовин.
9. Агітація за і проти та деякі особливості її техніки.
10. Агрегатні стани речовини
11. АДАПТАЦІЯ ОБМІНУ РЕЧОВИН ДО М'ЯЗОВОЇ ДІЯЛЬНОСТІ
12. Аеродинамічні властивості колісної машини

Переглядів: 1739