V roku 1766, profesor chémie a vedúceho chemického laboratória Petrohradskej akadémie vied I.g. Lehman opísal nový minerál, ktorý sa nachádza v Urals na Baine Berezovsky, ktorý sa nazýva "Sibírsky červený olovo", PBCRO 4. Moderné meno je coccount. V roku 1797 pridelil francúzsky chemik L. N. VOCHENE nový žiaruvzdorný kov z neho.
Meno prvok prijatý z gréčtiny. χρῶμα - farba, farba - kvôli rôznym maľovaním jeho pripojení.

Nájdenie v prírode a prijatí:

Najbežnejším chrómovým minerálom je FECR 2 O 4 Chromium Ironhouse (Chrome), ktorých bohaté polia sú v URAL a v Kazachstane, druhým najdôležitejším minerálom je PBCRO 4 krivé. Hmotnostná frakcia chrómu v zemskej kôre je 0,03%. Prírodný chróm pozostáva zo zmesi piatich izotopov s množstvom 50, 52, 53, 54 a 56; Iné, rádioaktívne, izotopy.
Hlavné množstvá chrómu sa získajú a používajú sa vo forme zliatiny so železom, ferochrómom, obnovením chrómového koksu: FECR 2 O 4 + 4C \u003d FE + 2CR + 4CO
Čistý chróm sa získajú obnovením hliníka jeho oxidu: CR203 + 2AL \u003d 2CR + Al203
alebo elektrolýza vodných roztokov zlúčenín chrómu.

Fyzikálne vlastnosti:

Chróm - sivastý biely brilantný kov, vo vzhľade podobný ocele, jeden z najťažších kovov, r. \u003d 7,19 g / cm3, TPL \u003d 2130K, TKIP \u003d 2945K. Chróm má všetky vlastnosti charakteristické pre kovy - dobre vedie teplo, elektrický prúd, má trblietky vo väčšine kovov.

Chemické vlastnosti:

Chróm je odolný voči vzduchu v dôsledku pasivácie - tvorba ochranného oxidu. Z toho istého dôvodu nereaguje s koncentrovanými sírovými a dusičnými kyselinami. Pri 2000 ° C sa kombinuje s tvorbou zeleného oxidu chrómu (III) CR203.
Pri zahrievaní reaguje s mnohými nekovovými spotrebami, často tvoria zlúčeniny nestichiometrického zloženia karbidov, boridov, silikánov, nitridov atď.
Chróm tvorí početné zlúčeniny v rôznych stupňoch oxidácie, hlavne +2, +3, +6.

Hlavné zlúčeniny:

Stupeň oxidácie +2. - Základný CRO (čierny) oxid CR (OH) 2 hydroxid (žltý). Soli chrómu (II) (modré roztoky) sa získajú obnovením solí chrómu (III) v kyslom médiu. Veľmi silné redukčné činidlá, pomaly oxidované vodou s uvoľňovaním vodíka.

Stupeň oxidácie je +3. - najstabilnejší stupeň oxidácie chrómu, zodpovedá: Cr20303 amfotérnuceho oxidu a CR (OH) 3 (šedo-zelene), chrómové soli (III) - šedá-zelená alebo fialová, chrómes MCRO2, ktoré sú Získané pri fúzii oxidu chrómu s alkalickými látkami, tetra a hexagidroxochromasami (III) získanými rozpustením hydroxidu chrómu (III) v alkalických roztokoch (zelených), početných zložitých chrómových zlúčenín.

Stupeň oxidácie je +6. - druhý charakteristický stupeň oxidácie chrómu, zodpovedá kyslým oxidom chrómu (VI) CRO3 (červené kryštály, rozpúšťa sa vo vode, tvarovanie chrómových kyselín), chrómové H2 CRO4, dichromové H2R207 a polychromy Kyseliny zodpovedajúce soli: žlté chrómy a oranžové dichrómované. Zlúčeniny chrómu (VI) Silné oxidačné činidlá, najmä v kyslom médiu, sa obnovia na zlúčeniny chrómu (III)
V vodnom roztoku sa chromáty pohybujú do dichrómu, keď sa zmení kyslosť:
2CRO 4 2- + 2H + CR207 2- + H20, ktorý je sprevádzaný zmenou farbenia.

Žiadosť

Chróm, vo forme ferochrochu používaného pri výrobe legovaných druhov ocele (najmä nehrdzavejúcej) a iných zliatin. Zliatiny chrómu: Chromium-30 a chróm-90, nenahraditeľné na výrobu silných plazmových horákov av leteckom priemysle, zliatin niklu (NICHOME) - na výrobu vykurovacích prvkov. Veľké množstvá sa používajú ako odolné voči opotrebeniu a krásne elektrolytické povlaky (chróm).

Biologická úloha a fyziologický účinok

Chróm je jedným z biogénnych prvkov, neustále vstupuje do zloženia rastlinných tkanív a zvierat. U zvierat sa chróm podieľa na výmene lipidov, proteínov (časť trpínu enzýmu), sacharidov. Zníženie obsahu chrómu v potravinách a krvi vedie k zníženiu rýchlosti rastu, zvýšenie cholesterolu v krvi.

V čistej forme je chróm celkom toxický, chróm kovový prach dráždi tkaniny pľúc. Zlúčeniny chrómu (III) spôsobujú dermatitídu. Zlúčeniny chrómu (VI) vedú k rôznym ľudským ochoreniam, vrátane onkologických. PDC chróm (VI) v atmosférickom vzduchu 0,0015 mg / m3

Kononova A.S., NAKOV D.D., TYULA, 501 (2) Skupina, 2013

Zdroje:
Chróm (prvok) // Wikipedia. URL: http://ru.wikipedia.org/wiki/ chróm (dátum manipulácie: 01/01/2014).
Populárna knižnica chemických prvkov: chróm. // URL:

Obsah článku

Chróm- (chróm) Cr, chemický prvok 6 (vib) periodickej skupiny. Atómové číslo 24, atómová hmotnosť 51,996. Je známe 24 Chromium Isotop s 42 cr do 66 Kr. Isotopes 52 CR, 53 Kr, 54 Kr sú stabilné. Izotopové zloženie prírodného chrómu: 50 Kr (Half-life 1,8 · 10 17 rokov) - 4,345%, 52 CR - 83,489%, 53 CR - 9.501%, 54 CR - 2,365%. Hlavné stupne oxidácie +3 a +6.

V roku 1761 profesor chémie Univerzity St. Petersburg, Johann GottLob Lehmann (Johann Gottlob Lehmann), východná úprava Ural Hory na Berezovskaya Rudnik našla nádhernú červenú minerálnu, ktorá pri nasekaní do prášku dal jasnú žltú farbu. V roku 1766 Lehman priniesol vzorky minerálu do Petrohradu. Ošetrenie kryštálov s kyselinou chlorovodíkovou, dostal bielu zrazeninu, v ktorej našiel olovo. Lehman zavolal minerál na Sibírskej Red Lee (PLUB ROUGE DE SIBÉRIE), teraz je známe, že to bol Cocrine (z gréckej "Krokos" - Saffron) - prírodný chróm chróm PBCRO4.

Nemecký cestovateľ a vedec Peter Simon Pallas (1741-1811) smeruje na expedíciu St. Petersburská akadémia vied v centrálnych regiónoch Ruska av roku 1770 navštívil juh a stredné Ural, vrátane bane Berezovského a podobne Lehman, sa začal zaujímať o Crocoy. Pallas napísal: "Tento úžasný červený elektrický minerál sa už nenašiel v rovnakom vklade. Pri trení v prášku sa stane žltou, a môže byť použitý v miniatúre. " Napriek raritom a ťažkostiam doručovania koordinácie z bane Berezovského do Európy (nechalo takmer dva roky), používanie minerálu ako farbenie látky. V Londýne a Paríži konca 17. storočia. Všetci ušľachtilí ľudia išli na Chaty, navyše maľované jemne zmätené Crocoyite, okrem toho, najlepšie vzorky sibírskej červenej vodiče dopĺňali zbierku mnohých mineralogických skriniek Európy.

V roku 1796 sa vzorka krokytu zasiahla profesora chémie Paríž Mineralogical School Nicolas-Louis Vauquelin (1763-1829), ktorý analyzoval minerál, ale nenašiel v ňom nič k nej navyše k oxidom, železa a hliníka . Pokračovanie štúdie Sibírskej Červenej ligy, minerálne minerálne chladiacej kvapaliny s potašom roztoku a po oddelení bieleho sedimentu uhličitanu olova získal žltý roztok neznámej soli. Pri spracovaní jeho soli sa vytvoril žltý sediment, ortuťová soľ - červená a pri pridávaní chloridu cínu sa roztok stal zelenou. Rozpadávanie smootiou s minerálnymi kyselinami, získal roztok "červenej olovenej kyseliny", ktorého odparovanie poskytlo rubínové kryštály (teraz je jasné, že to bol chróm anhydrid). Utrpite ich uhlím v grafitovej téglike, objavili sa po reakcii sada okolitých šedých ihlových kryštálov neznámeho jedného pred časom kovu. Pozadie uviedol vysoko kovový odraz a jeho stabilitu voči kyselinám.

Pozadie sa nazýval nový chrómový prvok (z gréckej CRWMA - farby, maľby) vzhľadom na mnoho viacfarebných zlúčenín vytvorených. Na základe svojho výskumu, polastics najprv uviedla, že smaragdové sfarbenie niektorých drahých kameňov je vysvetlené zmesi zlúčenín chrómu. Napríklad prírodný Smaragd je farebný Beryl natretý v hlbokej zelenej farbe, v ktorej je hliník čiastočne substituovaný chrómom.

S najväčšou pravdepodobnosťou, nie čistý kov bol získaný na pozadí, a jeho karbidy, čím dokazuje ihlovo-tvarovaná forma kryštálov získaných, ale Parížska akadémia vedy však zaznamenala otvorenie nového prvku, a teraz je polastical správne považovaný za objavujúci prvok č.

Yuri Krutyakov

"Národný výskum Tomsku Polytechnická univerzita"

Ústav prírodných zdrojov Geoekológia a geochémia

Chróm

Disciplíny:

Chémia

Vykonané:

Študent skupiny 2G41 TKACHEVA ANASTIAIA VLADIMIROVNA 29.10.2014

Skontrolované:

lektor Stas Nikolai Fedorovich

Pozícia v periodickom systéme

Chróm - prvok bočnej podskupiny 6. skupiny 4. obdobia periodického systému chemických prvkov D. I. MENDELLEEEV s atómovým číslom 24. je indikovaný symbolom Cr(LAT. Chróm.). Jednoduchá látka chróm - Biela biela biela. Chrome niekedy odkazujú na čierne kovy.

Stavebný atóm

17 cl) 2) 8) 7 - Atom štruktúra

1S2S2P3S3P- Elektronický vzorec

Atom sa nachádza v období III a má tri úrovne energie.

Atom sa nachádza v VII v skupine, v hlavnej podskupine - na vonkajšej úrovni energie 7 elektrónov

Vlastnosti prvku

Fyzikálne vlastnosti

Chróm - biely brilantný kov s kubickým objemovým zariadením, A \u003d 0,28845 nm, charakterizovaný tvrdosťou a nestabilitou, s hustotou 7,2 g / cm3, jeden z najťažších čistých kovov (horší len beryllium, volfrám a urán), S teplotou topenia 1903 stupňov. A s teplotou varu približne 2570 stupňov. C. Na vzduchu je povrch chrómu pokrytý oxidovým filmom, ktorý ho chráni pred ďalšou oxidáciou. Pridanie uhlíka na chróm ďalej zvyšuje jeho tvrdosť.

Chemické vlastnosti

Chróm za normálnych podmienok - inertný kov, keď sa zahrieva stane skôr aktívnym.

Interakcia s nekovovými spotrebami

Pri zahrievaní nad 600 ° C, Chrómové popáleniny v kyslíku:

4CR + 3O 2 \u003d 2CR 2O 3.

S fluór reaguje pri 350 ° C, s chlórom - pri 300 ° C, s brómom - pri teplote červeného katiónu, tvorenie halogenidov chrómu (III):

2CR + 3Cl 2 \u003d 2CRCI3.

S dusíkom reaguje pri teplotách nad 1000 ° C s tvorbou nitridom:

2CR + N2 \u003d 2CRN

alebo 4CR + N2 \u003d 2CR 2 N.

2cr + 3s \u003d CR2S 3.

Reaguje s bórom, uhlíkom a kremíkom s tvorbou boridov, karbidov a silikidov:

Cr + 2b \u003d CRB 2 (je možné vytvoriť CR2 B, CRB, CR3 B4, CRB 4),

2CR + 3C \u003d CR2C3 (tvorba CR23C C6, CR7 B3 je možná),

CR + 2SI \u003d CRSI 2 (CR3 Si, CR5 Si 3, CRSI je možný.

Nie je priamo interagovať s vodíkom priamo.

Interakcia s vodou

V jemne chrómové chróm, chróm reaguje s vodou, tvorením oxidu chrómu (III) a vodík:

2CR + 3H 2 O \u003d CR203 + 3H 2

Interakcia s kyselinami

V elektrochemickom rade stresu kovov sa nachádza chróm, ktorý sa nachádza vodíka, vytlačí sa vodík z non-oxidačných kyselín roztokov:

CR + 2HCl \u003d CRCl2 + H2;

Cr + H2S04 \u003d CRSO 4 + H2.

V prítomnosti vzduchového kyslíka sa vytvoria soli chrómu (III):

4CR + 12HCl + 3O 2 \u003d 4crCl 3 + 6H 2 O.

Koncentrovaný dusík a kyseliny sírovej sú pasivované chrómom. Chróm sa môže rozpustiť len so silným zahrievaním, soli chrómu (III) a produkty regenerácie kyselín sa vytvárajú:

2CR + 6H2S04 \u003d CR2 (SO 4) 3 + 3S02 + 6H20;

CR + 6HNO 3 \u003d CR (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Prístup k alkalickým činidlom

Vo vodných roztokoch sa alkálie chrómu nerozpustí, pomaly reaguje s taveninou alkalických látok za vzniku chrómu a uvoľňovania vodíka:

2CR + 6KOH \u003d 2KCRO 2 + 2K 2O + 3H 2.

Reaguje s alkalickými taveninami oxidačných oxidačných činidiel, ako je chlorrát draselný, zatiaľ čo chróm ide do draslíkového chromatu:

CR + KCLO 3 + 2KOH \u003d K2 CRO 4 + KCl + H20.

Reštaurovanie kovov z oxidov a solí

Chróm - aktívny kov, je schopný vykazovať kovy vyrobené z roztokov ich solí: 2CR + 3CUCL2 \u003d 2CRI3 + 3CU.

Vlastnosti jednoduchej látky

Udržiavané vo vzduchu v dôsledku pasivácie. Z toho istého dôvodu nereaguje so sírou a kyselinou dusičnou. Pri 2000 ° C popáleniny tvorbou zeleného oxidu chrómu (III) CR203, ktorý má amfotérické vlastnosti.

Zlúčeniny chrómu s bórom (Borid CR2 B, CRB, CR3 B 4, CRB 2, CRB 4 a CR5 B3), s uhlíkom (Cr 23 CR6, CR7CK a CR3 C 2 karbidy), \\ t So silikónou (CR3 SI, CR5 SI3 a CRSI silikidom) a dusíkom (CRN a CR2N nitridy).

Pripojenia CR (+2)

Stupeň oxidácie +2 zodpovedá hlavnému CRO (čierneho) oxidu. Soli CR2 + (modré roztoky) sa získajú obnovením solí CR3 + alebo dichrómom s zinkom v kyslom prostredí ("vodík v čase výberu"):

Všetky tieto soli CR2 + sú silné redukčné činidlá až do bodu, že vodík je nahradený z vody. Vzduchový kyslík, najmä v kyslom médiu, CR2 + je oxidovaný, s tým výsledkom, že modrý roztok rýchlo si vyzráža.

Hnedý alebo žltý hydroxid CR (OH) 2 sa vyzráža pridaním alkálií na roztoky chrómových solí (ii).

CRF2, CRCl2, CRB 2 a CRI 2, CRBR2 a CRI 2, syntetizované Digalaidy

Zlúčeniny Cr (+3)

Stupeň oxidácie +3 zodpovedá hydroxidu amfotérového oxidu CR2OU3 a CR (OH) (Zelená farba). Toto je najstabilnejší stupeň oxidácie chrómu. Zlúčeniny chrómu v tomto stupni oxidácie majú farbu od špinavého lila (ion 3+) na zelenú (anióny sú prítomné v koordinačnej gule).

CR3 + je naklonený k tvorbe dvojitých sulfátov formy M I Cr (SO 4) 2,12H20 (Alum)

Hydroxid chróm (III) sa získa pôsobením amoniakom na roztokoch chrómových solí (iii):

Cr + 3NH + 3H2O → CR (OH) ↓ + 3NH

Môže sa použiť alkalické roztoky, ale v ich prebytku sú vytvorené rozpustné hydroxové komplexy:

Cr + 3OH → CR (OH) ↓

CR (OH) + 3OH →

Funkcia CR20 s alkalónom, chromity sa získajú:

CR2O3 + 2NAOH → 2NACRO2 + H2O

Oxid nekrotický chróm (III) sa rozpustí v alkalických roztokoch a v kyselinách: \\ t

CR2O3 + 6HCl → 2CRCL3 + 3H2O

Keď sú zlúčeniny chrómu (III) oxidované v alkalickom médiu, vytvárajú sa zlúčeniny chrómu (VI):

2NA + 3HO → 2NACRO + 2NAOH + 8HO

To isté sa deje, keď oxid chróm (III) je fúzovanie s alkalickými a oxidačnými činidlami, alebo so vzduchou alkálie (tavenina získava žltú farbu):

2CR2O3 + 8NAOH + 3O2 → 4NA2CRO4 + 4H2O

Zlúčeniny chrómu (+4)[

S opatrným rozkladom oxidu chrómu (VI) CRO 3 v hydrotermálnych podmienkach sa získa oxid chróm (IV) CRO 2, ktorý je feromagnetickým, má kovovú vodivosť.

Medzi tetragaloidmi chrómu je stabilný CRF4, CRF CRCl 4 chrómový tetrachlorid existuje len v pároch.

Zlúčeniny chrómu (+6)

Oxidácia stupňa +6 zodpovedá kyslým oxidom chrómu (VI) CRO3 a množstvom kyselín, medzi ktorými existuje rovnováha. Najjednoduchšie z nich sú chrómové H2 CRO 4 a dvoj-os H2R207. Tvoria dva rady solí: žlté chrómy a oranžové dichrómované.

Oxid CRO 3 chróm (VI) sa vytvorí, keď koncentrovaná kyselina sírová interaguje s roztokmi dichrómov. Typický kyslý oxid, pri interakcii s vodou, tvorí silný nestabilný chrómovými kyselinami: chróm H 2 CRO 4, dichronóm H2CR207 a ďalšie izopolické kyseliny so všeobecným vzorcom H2RN N o 3N + 1. Zvýšenie stupňa polymerizácie sa vyskytuje so znížením pH, to znamená zvýšenie kyslosti:

2CRO + 2H → CR2O + H2O

Ale ak oranžový roztok K2R2 O 7 nalieva roztok rozstupu, pretože sfarbenie opäť prechádza do žltej, keď sa opäť vytvorí chróm K2:

CR2O + 2OH → 2CRO + HO

Na vysoký stupeň polymerizácie, pretože sa vyskytuje pri volfrámoch a molybdéne, nedosiahne, pretože kyselina polychrómová sa rozpadá na oxide chrómu (VI) a vodu:

H2CRO3N + 1 → H2O + NCRO3

Rozpustnosť chrómov približne zodpovedá rozpustnosti sulfátov. Najmä žltý chróm Barium Bacro 4 vypadne, keď sa pridajú bárnaté soli, a to ako na roztoky chrómov a roztokov dichrómov:

BA + CRO → Bacro ↓

2BA + CRO + H2O → 2BACRO ↓ + 2H

Tvorba krvavého červeného nízko rozpustného chrómu chrómu sa používa na detekciu striebra v zliatinách s použitím skúmavky.

Známy CRF 5 chróm pentafluorid a malý rezistentný chróm hexafluorid CRF 6 sú známe. Získali tiež prchavé oxygaloidy chróm CRO 2F2 a CRO 2CI2 (chromylchlorid).

Zlúčeniny chrómu (VI) - Silné oxidačné činidlá, napríklad:

K2CR2O7 + 14HCl → 2CRCL3 + 2KCl + 3CI2 + 7H2O

Pridanie peroxidu vodíka, kyseliny sírovej a organického rozpúšťadla (éteru) na dichrómoch vedie k vytvoreniu CRO5L peroxidu chrómu (L - molekuly rozpúšťadla), ktorá sa extrahuje do organickej vrstvy; Táto reakcia sa používa ako analytická.

Chróm

Č. 24. Jeden z najťažších kovov. Má vysokú chemickú odolnosť. Jedným z najvýznamnejších kovov používaných pri výrobe legovaných ocelí. Väčšina zlúčenín chrómu má jasnú farbu, s rôznymi farbami. Pre túto funkciu sa prvok nazývaný chróm, ktorý preložil z gréckych prostriedkov "farby".

Ako to zistilo

Minerálne obsahujúce chróm bol otvorený v blízkosti Yekaterinburg v roku 1766. I.g. Lehmann a pomenovaný "Sibírsky červený olovo". Teraz sa tento minerál nazýva Crocoyt. Je tiež známy svojou kompozíciou - PBCRO 4. A naraz "sibírsky červený olovo" spôsobil veľa rozdielov medzi vedcami. Tridsať rokov argumentovali o jeho zložení, až do konečne, v roku 1797, francúzsky chemik Louis Nichana Vokolánh nevyužil kov z neho, ktorý (aj mimochodom, po niektorých sporoch) nazývaných Chrome.

Voclee spracovával COCRINE POTTA na 2 CO 3: Chromát olovo sa zmenil na draslíkový chróm. Potom sa za použitia kyseliny chlorovodíkovej, chrómom draselný sa prevedie na oxid chróm a voda (kyselina chrómová existuje len v zriedených roztokoch). Vykurovanie zeleného oxidu chrómového oxidu v grafiku tégliku s uhlím, vokál dostal nový žiaruvzdorný kov.

Parížska akadémia vied vo forme svedkom objavovania. Ale s najväčšou pravdepodobnosťou, že vifical pridelil nie je elementárny chróm, ale jeho karbidy. To dokazuje tvar podobný ihly získaným kryštálmi vokarov.

Názov "Chrome" bol ponúknutý priateľom valca, ale nepáčilo sa to - kov sa nelíšil najmä z farby. Avšak, priatelia sa podarilo presvedčiť chemik, s odkazom na skutočnosť, že z jasne farebných chrómových zlúčenín môžete získať dobré farby. (Mimochodom, bolo v práci vokáčov prvýkrát, keď je vysvetlené smaragdové sfarbenie niektorých prírodných kremičitov berýlia a hliníka;, ako sa zistili vokály, zafarbili nečistoty chrómových zlúčenín.) Takže to bolo Schválené pre nový prvok Tento názov.

Mimochodom, slabika "chróm", je v zmysle "maľovaného", vstupuje do mnohých vedeckých, technických a dokonca aj hudobných termínov. Fotografovanie "Isopanchrom", "Panchrom" a "Orthrom" je široko známy. Slovo "chromozóm" preložené z gréckej znamená "telo, ktoré je maľované". K dispozícii je "chromatická" gama (v hudbe) a je tu harmonický "chróm".

Kde sa nachádza

V Zeme surový surový hrubý hrubý - 0,02%. Hlavný minerál, z ktorej priemysel dostáva chróm, je chrómový spinel variabilnej kompozície so všeobecným vzorcom (Mg, FE) O · (CR, AL, FE) 2O3. Chrome ruda sa nazýva chromit alebo chróm železo (pretože takmer vždy obsahuje železo). Vklady chrómových rúd sú na mnohých miestach. Naša krajina má obrovské rezervy chromite. Jedna z najväčších vkladov sa nachádza v Kazachstane, v regióne Aktyubinsk; V roku 1936 bola otvorená významné rezervy chrómových rúd sú v URAL.

Chromites sú väčšinou pre tavenie ferochrómu. Toto je jeden z najdôležitejších železničných feroallogiem, ktoré sú absolútne nevyhnutné pre masovú výrobu legovaných ocelí.

FEROALLOYS - Zliatiny železa s inými prvkami, ktoré používajú hlavný rituál pre Doping a Deoxidácia ocele. Ferochróm obsahuje aspoň 60% Cr.

Tsarista Rusko takmer nevyrobil feroalloys. V niekoľkých doménových zármotách južných rastlín, s nízkym profilom (na legujúci kov) Ferrosilica a Ferromargani sa uškrnuli. Áno, na rieke Satka, ktorá prúdi v južných urals, v roku 1910 bola postavená malá hraničná hranica, ktorá zaplatila chudé množstvo Ferromarganz a Ferochrome.

Mladá sovietska krajina v prvých rokoch rozvoja musela dovážať železničné zliatiny zo zahraničia. Takáto závislosť na kapitalistických krajinách bola neprijateľná. Už v roku 1927 ... 1928 Začala sa konštrukcia sovietskych železničných elektrární. Na konci roku 1930 bola postavená prvá hlavná železničná pec v Čeľabinsku av roku 1931 bola zadaná elektráreň Chelyabinsk - prvorodená z feroalloy priemyslu ZSSR. V roku 1933 boli dva ďalšie rastliny postavené - v Zaporizhia a Zestrafoni. To umožnilo zastaviť dovoz feroallogiem. V priebehu niekoľkých rokov v Sovietskom zväze, výroba mnohých druhov špeciálnych ocelí - guľôčkové ložiská, tepelne odolné, nerezové, autotractor, rýchle rezanie ... vo všetkých týchto oceľových zahrnutých chróm.

Na XVII Kongres strany, drogy ťažkého priemyslu, Sergo Ordzhonikidze, povedal: "... ak by sme nemali žiadne vysoko kvalitné ocele, nemali by sme automobilový priemysel. Náklady na pozostávajúce z nás teraz kvalitatívne ocele určujú viac ako 400 miliónov rubľov. Ak by bolo potrebné dovoz, je to 400 miliónov rubľov. Každý rok by ste sakra, v Kabalu padli na kapitalistov ... "

Rastlina na základe poľa aktyubinskoye je postavená neskôr, počas veľkej vlasteneckej vojny. Dával prvú fúziu Ferruchrome 20. januára 1943. Pracovníci Aktyubinska sa zúčastnili na výstavbe závodu. Stavba bola vyhlásená za ľudovú. Ferruchróm novej rastliny sa deje na výrobu kovu pre nádrže a zbrane, pre potreby prednej strany.

Rokov. Teraz je AKTOBE FERROALLOY rastlina je najväčším podnikom, ktorý vyrába všetky značky ferochrome. V továrni vzrástli vysokokvalifikované národné kadre z metalurgistov. Od roku do roka, rastlinné a chromitové bane zvyšujú výkon, poskytujú naša ferrochróm s vysokokvalitným ferohromrómom.

V našej krajine je jedinečné pole prirodzene chránenej železnej rudy bohatého na chróm a nikel. Je to v Orenburských stepoch. Hutnícka metalurgická rastlina ORKO-KHALILOVSKY je postavená na základe tejto oblasti. V doménových peciach je závod vypláca prirodzeným vylučovaným liatkom s vysokým teplom. Čiastočne sa používa vo forme odlievania, ale väčšina časti sa posiela na redistribúciu niklovej ocele; Chróm, keď sa temtuje oceľ z liatiny horí.

Kuba, Juhoslávia, mnohé ázijské krajiny a Afrika majú veľké rezervy chromites.

Ako ho prijať

Chromite sa vzťahuje hlavne v troch odvetviach: hutníctvá, chémia a výroba žiaruvzdorných látok a hutníctva spotrebuje asi dve tretiny celého chrómu.

Oceľ dopovaná Chromiom má zvýšenú pevnosť, odolnosť voči korózii v agresívnych a oxidačných prostrediach.

Získanie čistého chrómu - drahý a pracný proces. Preto pre dopingovú oceľ sa používa najmä ferochróm, ktorý sa získa v Arc Electric Hollows priamo z chrómu. Redukčný činidlo slúži koksu. Obsah oxidu chrómu v chróme by nemal byť menší ako 48% a postoj CRP: Fe je aspoň 3: 1.

Ferruchróm získaný v elektrickej peci zvyčajne obsahuje až 80% chrómu a 4 ... 7% uhlík (zvyšok - železo).

Ale pre zliatiny mnohých vysoko kvalitných ocelí, je potrebný ferochróm, ktorý obsahuje malý uhlík (o príčinách tohto - nižšie, v hlave "chróm v zliatinách"). Preto je časť vysokého uhlíka ferochróm vystavená osobitnému spracovaniu na zníženie obsahu uhlíka v ňom na desatiny a stotiny percenta.

Chromit je tiež získaný elementárny, kovový chróm. Výroba technicky čistého chrómu (97 ... 99%) je založená na metóde Aluminthine, otvorená v roku 1865 slávnym ruským chemikom N.N. Beketsovo. Podstatou spôsobu je obnoviť oxidy hliníka, reakcia je sprevádzaná významným uvoľňovaním tepla.

Najprv je potrebné získať čistý oxid chróm CR203. Na tento účel sa tendentne rozdrvený chromit zmieša s sódou a pridá vápenec alebo oxid železitý do tejto zmesi. Všetky hmotnosti sa spáli a vytvorí sa chróm sodný:

2CR 2O 3 + 4NA 2 CO 3 + 3O 2 → 4NA 2 CRO 4 + 4CO 2.

Potom sa odhalí sodíkový chróm od spálenej hmotnosti vodou; Kliknutia sa filtrujú, odparia a spracuje s kyselinou. V dôsledku toho sa získa roztok sodného roztoku Na2CR207. Získa sa ho s sírou alebo uhlíkom pri zahrievaní, získa sa chrómový zelený oxid.

Kovové chróm sa môže získať, ak je chrómový čistý oxid zmiešaný s hliníkovým práškom, ohrievajúcu zmes v tésku na 500 ° C. Táto reakcia CR203 + 2Al → AL203 + 2CR je základom priemyselného (aluminmalmického) spôsobu produkcie chrómu, aj keď, samozrejme, továreň technológia je oveľa zložitejšia. Chróm získané Aluminotermly obsahuje hliníkové a železné desiaty záujmy percenta a kremíka, uhlíka a síry - stotiny percenta.

Používa sa aj silikothermický spôsob získania technicky čistého chrómu. V tomto prípade sa chróm z oxidu obnoví silikónovým reakciou

2CR 2 O 3 + 3SI → 3SIO 2 + 4CR.

Táto reakcia sa vyskytuje v oblúkových peciach. Na viazanie oxidu kremičitého v zmesi pridajte vápenec. Čistota silikothermického chrómu je približne rovnaká ako aluminotermná, hoci, samozrejme, obsah kremíka v ňom je o niečo vyšší a hliník je o niečo nižší. Ostatné redukčné činidlá - uhlík, vodík, horčík sa snažil použiť chróm. Tieto metódy však neboli rozšírené.

Vysoká čistota chrómu (približne 99,8%) sa získa elektrolyt.

Technicky čistý a elektrolytický chróm je hlavne na výrobu zložitých zliatin chrómu.

Vlastnosti konštánt a chróm

Atómová hmotnosť chrómu 51,996. V tabuľke MendeleeV sa koná v šiestom skupine. Jeho najbližší susedia a analógy sú molybdén a volfrám. Je to charakteristické, že chróm susedia, ako aj on sám, sú široko používané na dopingové ocele.

Teplota topenia chrómu závisí od jeho čistoty. Mnohí výskumníci sa snažili určiť a získané hodnoty od 1513 do 1920 ° C. Taký veľký "rozptyl" je vysvetlený predovšetkým množstvom a zložením nečistôt obsiahnutých v chróm. Teraz sa domnievajú, že chróm sa topí pri teplote približne 1875 ° C. Bod varu 2199 ° C. Hustota chrómu je menšia ako železo; Je to 7.19.

Chemickými vlastnosťami chrómov v blízkosti molybdénu a volfrámu. Najvyšším oxidom jeho CRO3 je kyslý, je to anhydrid kyseliny chrómovej H2CRO4. Minerálne coccount, z ktorého sme začali oboznámiť s prvkom č. 24, je soľou tejto kyseliny. Okrem chrómu je známa dvojsi kyselina H2R207, jej soli sú široko používané - Bichromáty. Najbežnejší oxid chróm CR203 je AMPHOTERREN. Všeobecne platí, že v rôznych podmienkach môže chróm vykazovať valenciu od 2 do 6. Široko sa široko používajú iba troj- a hexavalentné zlúčeniny chrómu.

Účel: prehĺbiť znalosti študentov na predmet tried.

Úlohy:

• charakteristiku chrómu ako jednoduchú látku;
• zaviesť študentov chrómových zlúčenín rôznej oxidácie;
• vykazujú závislosť vlastností zlúčenín na stupni oxidácie;
• zobraziť oxidačné - redukčné vlastnosti zlúčenín chrómu;
• pokračujte vo formácii zručností študentov, aby zaznamenali rovnice chemických reakcií v molekulárnej a iónovej forme, aby sa elektronická zostatok;
• pokračujte v tvorbe zručností na pozorovanie chemického experimentu.

Triedy formulára: Prednášky s prvkami nezávislej práce študentov a pozorovanie chemického experimentu.

Zamestnanie štruktúry

I. Opakovanie materiálu predchádzajúcej lekcie.

1. Odpovedať na otázky a vykonávať úlohy:

Aké prvky sa týkajú podskupiny chrómu?

Napíšte elektronické atómy vzorcov

Aký typ prvkov sa týkajú?

Aké stupne oxidácie ukazujú v spojení?

Ako sa polomer atómov a ionizačná energia z chrómu na volfrám zmenu?

Možno navrhnúť vyplnenie študentov, aby vyplnili tabuľku pomocou tabuľkových hodnôt polomerov atómov, ionizačnej energie a vyvodzovať závery.

Vzorová tabuľka:

2. Po vypočutí správy študenta o téme "prvky podskupiny chrómu v prírode, prijatí a aplikácii".

II. Prednáška.

Prednáškový plán:

1. Chróm.
2. Zlúčeniny chrómu. (2)

• Oxid chróm; (2)
• Hydroxid chróm. (2)

1. Zlúčeniny chrómu. (3)

• Oxid chróm; (3)
• Hydroxid chróm. (3)

1. Zlúčeniny chrómu (6) \\ t

• Oxid chróm; (6)
• Kyselina chrómová a dichrómová.

1. Závislosť vlastností chrómových zlúčenín v stupni oxidácie.
2. Redox - redukčné vlastnosti zlúčenín chrómu.

1. Chrome.

Chróm je biely s blizzardovým lesklým kovom, veľmi pevným (hustotou 7, 2 g / cm3), teplota topenia 1890 ° C.

Chemické vlastnosti: Chróm za normálnych podmienok sú neaktívne kovové. To je vysvetlené skutočnosťou, že jeho povrch je pokrytý oxidovým filmom (CR203). Po zahriatí sa oxidový film zničí a chróm reaguje s jednoduchými látkami pri vysokej teplote:

• 4CR + 3O 2 \u003d 2СR 2 O 3
• 2CR + 3S \u003d CR2S 3
• 2CR + 3Cl 2 \u003d 2SRSL 3

Úloha: Urobte rovnice chrómových reakcií s dusíkom, fosforu, uhlíkom a kremíkom; Do jednej z rovníc urobte elektronickú váhu, špecifikujte oxidačný a redukčný prostriedok.

Interakcia chrómu s komplexnými látkami:

Pri veľmi vysokých teplotách chróm reaguje s vodou:

• 2CR + 3 H20 \u003d CR203 + 3N 2

Úloha:

Chróm reaguje so zriedeným sulfur a kyseliny chlorovodíkovej:

• CR + H2S04 \u003d CRO4 + H2
• CR + 2NSL \u003d CRCL 2 + H2

Úloha: Urobte elektronickú váhu, špecifikujte oxidačný a redukčný prostriedok.

Koncentrovaná soli síry a kyseliny dusičnej sú pasivované chrómom.

2. Zlúčeniny chrómu. (2)

1. Oxid chróm (2) - Pevná pestrofarebná červená látka, typický hlavný oxid (hydroxid chróm (2) zodpovedá IT - CR (OH) 2), sa nerozpustí vo vode, ale rozpustí v kyselinách:

• CRA + 2NSL \u003d CRCL 2 + N 2 O

Úloha: Vykonajte reakciu rovnicu v molekulárnej a iónovej forme interakcie oxidu chrómu (2) s kyselinou sírovou.

Oxid chróm (2) ľahko oxidovaný vo vzduchu:

• 4CRO + O 2 \u003d 2SR 2 O 3

Úloha: Urobte elektronickú váhu, špecifikujte oxidačný a redukčný prostriedok.

Oxid chróm (2) sa vytvorí počas oxidácie amalgámu chrómového kyslíka:

2CR (Amalgam) + O 2 \u003d 2CRO

2. Hydroxid chróm (2) - Cr (OH) 2 je žltá látka, slabo rozpustná vo vode, s výrazným základným znakom, preto interaguje s kyselinami:

• Cr (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d CRO4 + 2N 2

Úloha: Urobte rovnice reakcií v molekulárnej a iónovej forme interakcie oxidu chrómu (2) kyselinou chlorovodíkovou.

Ako aj oxid chróm (2), hydroxid chróm (2) oxiduje:

• 4 Cr (OH) 2 + 02 + 2N 2 O \u003d 4CR (OH) 3

Úloha: Urobte elektronickú váhu, špecifikujte oxidačný a redukčný prostriedok.

Pri meraní alkalólia pre chrómové soli (2) je možné získať hydroxid chróm (2):

• CRCl2 + 2KOH \u003d CR (OH) 2 ↓ + 2KCl

Úloha: Vytvorte iónové rovnice.

3. Zlúčeniny chrómu. (3)

1. Oxid chróm (3) - CR2O 3 - tmavo-zelený prášok, nerozpustný vo vode, žiaruvzdorný, je blízko korundu (zodpovedá chrómu hydroxidu (3) - Cr (OH) 3). Oxid chróm (3) má amfotérny charakter, ale v kyselinách a alkálie sa zle rozpúšťa. Alkalické reakcie idú pri fúzii:

• CR 2 O 3 + 2KON \u003d 2xro 2 (chróm k) + H20

Úloha: Urobte reakčnú rovnicu v molekulárnej a iónovej forme interakcie oxidu chrómu (3) s hydroxidom lítnym.

S koncentrovanými roztokmi, kyselinami a zásadou interaguje s ťažkosťami:

• CR2O 3 + 6 KON + 3H 2 O \u003d 2K 3 [CR (OH) 6]
• CR 2 O 3 + 6NSL \u003d 2CRSL 3 + 3N 2 O

Úloha: Urobte rovnice reakcií v molekulárnej a iónovej forme interakcie oxidu chrómu (3) s koncentrovanou kyselinou sírovou a koncentrovaným roztokom hydroxidu sodného.

Oxid chróm (3) sa môže získať počas rozkladu dichrómu amónneho:

• (NN4) 2CR 2O 7 \u003d N2 + CR203 + 4N 2 O

2. Hydroxid chróm (3) Cr (OH) 3 sa získa v pôsobení alkalických látok na roztokoch chrómových solí (3):

• CRCl3 + 3CON \u003d CR (OH) 3 ↓ + 3XL

Úloha: Tvoria rovnice iónov

Hydroxid chróm (3) je sivá-zelená zrazenina, ak sa produkuje, že alkáli sa musí brať do nedostatku. Takto získaný hydroxid chróm (3), na rozdiel od vhodného oxidu, ľahko interaguje s kyselinami a zásadou, t.j. Vykazuje amfotérne vlastnosti:

• CR (OH) 3 + 3NNO 3 \u003d CR (NO 3) 3 + 3N 2
• CR (OH) 3 + 3KONE \u003d K 3 [CR (OH) 6] (hexagidroxchromit k)

Úloha: Urobte rovnice reakcií v molekulárnej a iónovej forme interakcie hydroxidu chrómu (3) s kyselinou chlorovodíkovou a hydroxidom sodným.

Pri taviacich CR (OH) 3 sa získajú alkálie, metaraz a ortochromity:

• CR (OH) 3 + KOH \u003d KCRO 2 (Metachromit k) + 2H 2 O
• CR (OH) 3 + KOH \u003d K 3 CRO 3 (Ortromit k)+ 3H 2 O

4. Zlúčeniny chrómu. (6)

1. Oxid chróm (6) - 3 - tmavo červená kryštalická látka, dobre rozpustná vo vode - typický oxid kyslý. Dva kyseliny zodpovedajú tomuto oxidu:

• 3 + H 2 O \u003d H2 sro 4 (kyselina chrómová - vytvorená, keď prebytočná voda)
• 3 + H20 \u003d H2R207 (Kyselina dichromová - vytvorená s veľkou koncentráciou oxidu chrómu (3)).

Oxid chróm (6) je veľmi silné oxidačné činidlo, takže intenzívne interaguje s organickými látkami:

• C2H5 H + 4CRO 3 \u003d 2 + 2CR 2O 3 + 3N 2

Oxiduje jód, síra, fosfor, uhlie:

• 3S + 4CRO 3 \u003d 3SO 2 + 2CR 2O 3

Úloha: Urobte rovnice chemických reakcií oxidu chrómu (6) s jódom, fosforu, uhlím; Do jednej z rovníc, vykonať elektronickú váhu, špecifikovať oxidačné činidlo a redukčné činidlo

Po zohriatí na 250 0 sa oxid chróm (6) rozkladá:

• 4CRO 3 \u003d 2CR 2 O 3 + 3O 2

Oxid chróm (6) sa môže získať pod pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej na tuhých chrómoch a dichrómoch:

• K2 CR207 + H2S04 \u003d K 2 SO 4 + 2SRO3 + H20

2. Kyselina chrómová a dichrómová.

Chromné \u200b\u200ba dichrómové kyseliny existujú len vo vodných roztokoch, tvoria stabilné soli, v tomto poradí, chrómoch a dichrómoch. Chromat a ich roztoky majú žltú farbu, dichromáty - oranžová.

Chromatate - ióny iónov 4 2- a dichrómate - ióny CR 2O 7 2- Jednoducho prejdite na seba pri zmene média roztokov

V kyslom prostredí sa chromáty pohybujú do dichrómov:

• 2K 2 SO 4 + H2S04 \u003d K2CR207 + K 2SO 4 + H20

V alkalickom médiu sa dichrómuje na chromat:

• K 2 CR 2 O 7 + 2KON \u003d 2K 2 sro 4 + H20

Pri riedení sa kyselina dichrómová prejde do chrómovej kyseliny:

• H2CR207 + H20 \u003d 2H 2 CRO 4

5. Závislosť vlastností chrómových zlúčenín v stupni oxidácie.

6. Oxidačné - redukčné vlastnosti zlúčenín chrómu.

Reakcie v kyslom prostredí.

V kyslom médiu sa CR +6 zlúčenina prenáša do CR +3 spojeniami pod pôsobením redukčných činidiel: H 2 S, SO 2, FeSO 4

• K2 CR20 7 + 3N2S + 4N 2 SO 4 \u003d 3S + CR2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7N 2
• S -2 - 2E → S 0
• 2CR +6 + 6E → 2CR +3

Úloha:

1. Uistite sa, že reakčná rovnica metódou elektronického zostatku špecifikuje oxidačné činidlo a redukčné činidlo:

• Na2 CRO4 + K2S + H2S04 \u003d S + Cr2 (SO 4) 3 + K2S04 + Na2S04 + H20

2. Pridajte reakčné produkty, vyrovnať rovnicu elektronickou bilanciou, špecifikovať oxidačné činidlo a redukčné činidlo:

• K2 CR20 7 + SO 2 + H 2 SO 4 \u003d? +? + H20

Reakcie v alkalickom prostredí.

V alkalickom médiu sa chrómová zlúčenina CR +3 prenáša na zlúčeniny CR +6 pod pôsobením oxidačných činidiel: J2, Br2, CL2, AG2O, KCLO3, H2O2, KMNO4:

• 2KRO2 +3 Br2 + 8NAOH \u003d 2NA 2 CRO 4 + 2KBR + 4NABR + 4H 2 O
• Cr +3 - 3E → CR +6
• BR2 0 + 2E → 2BR -

Úloha:

Vyrovnanie reakčnej rovnice metódou elektronického zostatku, špecifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo:

• NaCRO 2 + J2 + NaOH \u003d Na2 CRO 4 + NAJ + H20

Poskytnite reakčné produkty, vyrovnali rovnicu elektronickou rovnováhou, špecifikovať oxidačné činidlo a redukčné činidlo:

• CR (OH) 3 + AG 2 O + NaOH \u003d AG +? +?

Tak, oxidačné vlastnosti sú dôsledne amplifikované so zmenou oxidácie stupňov v rade: cr +2 → cr +3 → CR +6. Zlúčeniny chrómu (2) - silné redukčné činidlá, ľahko oxidované, otočia sa na zlúčeniny chrómu (3). Zlúčeniny chrómu (6) - Silné oxidáre sa ľahko obnovia na zlúčeniny chrómu (3). Zlúčeniny chrómu (3) Pri interakcii so silnými redukčnými činidlami, vykazovanie oxidačných vlastností, ktoré sa otáčajú na chrómové zlúčeniny (2), a redukčné vlastnosti sa zobrazujú so silnými oxidérmi, otočia sa na pripojenie chrómu (6)

Na spôsob držania prednášky:

1. Na zvýšenie kognitívnych aktivít študentov a udržiavať záujem, je vhodné počas prednášky vykonať demonštračný experiment. V závislosti od možností vzdelávacieho laboratória možno preukázať nasledujúce experimenty:

• získanie oxidu chrómu (2) a hydroxidu chrómu (2), dôkaz o ich hlavných vlastnostiach;
• získanie oxidu chrómu (3) a hydroxidu chrómu (3), dôkaz o ich amfotérnych vlastnostiach;
• získanie oxidu chrómu (6) a rozpúšťanie do vody (získanie chrómových a dichrómových kyselín);
• prechod chromátov do dichromátov, dichrómy v chromatote.

1. Úlohy nezávislej práce môžu byť diferencované, pričom sa zohľadnia skutočné vzdelávacie schopnosti študentov.
2. Prednášku môžete dokončiť nasledujúcimi úlohami: Napíšte rovnice chemických reakcií, s ktorými sa môžu vykonať nasledujúce transformácie:

.III. Domáca úloha: Upravte prednášku (pridajte rovnice chemických reakcií)

1. Vasiliev Z.G. Laboratórne práce na všeobecnej a anorganickej chémii. -M.: "Chémia", 1979 - 450 p.
2. Egorov A.S. Učiteľ chémie. - Rostov-on-Don: "Phoenix", 2006.-765 p.
3. Kudryavtsev A.A. Vypracovanie chemických rovníc. - M., "vyššia škola", 1979. - 295 p.
4. Petrov M.M. Anorganická chémia. - Leningrad: "Chémia", 1989. - 543 p.
5. USHKALOVA V.N. Chémia: Konkurenčné úlohy a odpovede. - m.: "Osvietenie", 2000. - 223 p.