• 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

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: 1832