Лабораторные работы по "Неорганической химии"

Федеральное агенство по образованию Р Ф.

Владимирский государственный  университет.

Кафедра Химии.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Лабораторная работа №22.

ХРОМ.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Выполнил:

Ст.гр Хб – 109.

Леденёв С.А.

Проверил:  
Проф. Орлин Н.А.

 

Владимир 2010.

 

Теоретическое введение

 

Природный хром состоит из четырех стабильных изотопов, молибден — из семи, вольфрам — из пяти. Большое число радиоактивных изотопов получено искусственно. В виде простых веществ хром, молибден и вольфрам — серовато-белые блестящие металлы. Устойчивые в обычных условиях модификации Сг, Мо и W имеют структуру объемно-центрированного   куба.

Вольфрам является самым  тугоплавким из металлов. В ряду Сг—Мо—W наблюдается повышение температуры плавления и теплоты атомизации (возгонки), что объясняют усилением в металлическом кристалле ковалентной связи, возникающей за счет d-электронов. На свойства металлов в большой степени влияют примеси. Так, технический хром — один из самых твердых металлов, в то время как чистый  хром  пластичен.

Как и в других подгруппах d-элементов, с ростом порядкового номера элемента в ряду Сг—Мо—W химическая активность заметно понижается. Так, хром вытесняет водород из разбавленных НС1 и H₂S0₄, тогда как вольфрам растворяется лишь в горячей смеси плавиковой и азотной кислот:

Э + 2HN0₃ + 8HF = H₂WO₄ + 2NO + 4Н₂0

За счет образования анионных комплексов ЭО₄^2-| молибден и вольфрам взаимодействуют также при сплавлении со щелочами в присутствии окислителя:

Э + 3NaN0₃ + 2NaOH = Na₂Э0₄ + 3NaN0₂ + H₂0

В концентрированных HN0₃ и H₂S0₄ хром пассивируется. При нагревании, в особенности в мелкораздробленном состоянии, Сг, Мо и W довольно легко окисляются многими неметаллами, например сгорают   в   кислороде:

2Сг (к) + ³/₂0₂ (г) = Сг₂0₃ (к),       .

При этом образуются оксид  хрома (III) и оксиды молибдена (VI) и вольфрама (VI), что соответствует устойчивым степеням окисления Сг и Мо, W. Хром легко пассивируется, поэтому широко используется в качестве гальванических защитных покрытий и для получения коррозионностойких сталей. Молибден применяется для изготовления химической аппаратуры, вольфрам — в электротехнической промышленности (в частности, для производства ламп накаливания). Молибден  и  вольфрам  применяются  в  качестве катализаторов.

Соединения хрома.

d-элементы, особенно элементы 4-го периода, переменной валентности и поэтому образуют несколько различных оксидов и гидроксидов. Хром образует три сравнительно устойчивых оксида: СгО, Сг₂0₃, Сг0₃ и три соответствующих им гидроксида: Сг(ОН)₂ Сг(ОН)₃, Н₂Сг0₄. Степень окисления (заряд) иона хрома в ряду гидроксидов последовательно увеличивается, а радиус уменьшается: Сг²⁺— 0,83; Сг³+—0,64, Сг⁶+—0,52.

В результате увеличения заряда и уменьшения радиуса поляризующие свойства иона хрома увеличиваются, связи Сг—0 все более переходят из ионной в ковалентную полярную (самый ковалентный характер носит связьCr—О в Cr0₃ и Н₂СгО₄); поэтому основной характер оксидов и гидроксидов ослабевает, а кислотный — усиливается. Действительно, Сг(ОН)₂—типичное основание, Сг(ОН)₃ — амфотерный гидроксид, а Н₂Сг0₄—типичная кислота.

Соединени хрома (II)

У хрома степень окисления +3 является наиболее устойчивой. Координационное число хрома (III) равно шести, поэтому его комплексы (структурные единицы) имеют форму октаэдра. Большинство соединений Сг (III) интенсивно окрашено.

Оксид хрома (III) Сг₂0₃ —темно-зеленый порошок, а в кристаллическом состоянии — черный с металлическим блеском. Структура Сг₂0₃ соответствует октаэдро-тетраэдрической координации атомов Оксид хрома (III) тугоплавок (т. пл. 2265° С), химически инертен. В воде, кислотах и щелочах не растворяется. Его амфотерная природа проявляется при сплавлении с соответствующими соединениями. Так, при сплавлении Сг₂0₃ с дисульфатом   калия образуется сульфат хрома   (III):

Cr₂0₃ + 3K₂S₂0₇ = Cr₂(S0₄)₃ + 3K₂S0₄

А при сплавлении Cr₂0₃ со щелочами и соответствующими основными оксидами образуются оксохроматы (III), называемые хромитами:

2КОН + Cr₂O₃ = 2КСг0₂ + Н₂0

Оксохроматы (III) d-элементов типа М (Сг0₂)₂ являются координационными полимерами, т. е. смешанными оксидами (типа шпинели),   В их кристаллах атомы М (II) находятся в тетраэдричеcком, а атомы Сг (III) в октаэдрическом окружении атомов кислорода. Смешанным оксидом Сг (III) и Fe (II) является природный хромит — хромистый железняк FeCr₂0₄.

Осаждаемый  из растворов  серо-синий   гидроксид   Сг(ОН)₃

Сг³⁺ + ЗОН^- = Cr(OH)₃

имеет переменный состав Сг₂0₃-nН₂0.

Свежеполученный Сг(ОН)₃ (т. е. Сг₂0₃-nН₂0) хорошо растворяется в присутствии кислот и щелочей, которые вызывают разрыв связей в слоистом  полимере:

Сг(ОН)₃ + Н_ЗО⁺ = [Сг(Н₂О)₆]³⁺

Сг(ОН)₃ + ЗОН^- = [Cr(OH)₆]^3-

Соединения хрома  (III)

Элементы VI группы со степенью окисления 6+ способны образовывать    гидроксиды    различного    состава. Так, окислу СгО₃ соответствуют два гидроксида:

Сг0₃ + Н₂0 = Н₂Сг0₄ — хромовая кислота

2Сг0₃ + Н₂0 = Н₂Сг₂0₇— двухромовая кислота

Хромовая кислота образует хроматы, а двухромовая — бихроматы.

Хроматы (желтые)   могут   переходить   в дихроматы (оранжевые) и обратно при изменении реакции  среды

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ = K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O – оранжевая

K₂Cr₂O₇ + 2KOH = 2K₂CrO₄ + H₂O – желтая

Хроматы устойчивы в щелочной среде, а бихроматы    в кислой.

Двухромовая кислота относится  к изополикислотам. В молекулах этого вещества имеется связь Сг—О—Сг. Подобные кислоты образуют и другие d-элементы, в частности Mo, W, а также некоторые f-элементы (В, Si, Ридр.).

Сильные окислительные свойства проявляют соединения Сг⁶⁺, в частности К₂СгО₄ и К₂Сг₂О₇

К₂Сг₂0₇ + 6KJ + 7H₂S0₄ = Cr₂(S0₄)₃ + 3J₂ + 4K₂S0₄ + 7H₂0

Хроматы и бихроматы применяются  в промышленности как окислители и электролиты для хромирования, при дублении кож и т. д. Хроматы, бихроматы  -  замедлители коррозии металлов в нейтральной водной среде. Действие этих замедлителей основано на том, что, будучи сильными окислителями, они переводят защищаемый металл в пассивное состояние.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Выполнение работы.

Цель работы: изучить основные свойства Хрома.

Приборы и реактивы.Метлахская плитка, фарфоровая чашка, железный стержень, стеклянная палочка, асбестовая сетка. Дихромат аммония, сульфат хрома. Диэтиловы эфир, висмутат натрия, едкий натр, дихромат калия. Растворы. Сульфат хрома, хромат калия, дихромат калия, серной кислоты, иодида калия, пероксида волорода, азотной кислоты.

Опыт №1.

Получение оксида хрома (III).

На метлахскую плитку насыпали горкой небольшое количество мелкокристаллического  дихромата аммония (NH₄)₂Cr₂O₇. Нагрели тонкий железный стержень и горячий конец стержня поместили в оранжевую соль. Через некоторое время наблюдали самопроизвольное разложение соли с образованием темно-зеленого порошка – оксида хрома (III).

                                    (NH₄)₂Cr₂O₇=Cr₂O₃+N₂+H₂O

Опыт №2.

Получение и свойства гидроксида хрома (III).

Смешали в пробирке 4 капли  раствора сульфата хрома (III) с 3 каплями раствора гидроксида калия. Выпал осадок грязно-зеленого цвета.

Cr₂(SO₄)₃+6NaOH=2Cr(OH)₃+3Na₂SO₄

Половину осадка вместе с  раствором перенесли в другую пробирку. В одну пробирку добавили несколько капель серной кислоты, к  другой – гидроксида натрия. В обеих пробирках осадки растворились.

2Cr(OH)₃+3H₂SO₄=Cr₂(SO₄)₃+6H₂O

Cr(OH)₃+ NaOH=Na[Cr(OH)₄]

Опыт №3.

Переход хромата  в дихромат и обратно.

К 5 каплям хромата калия  прибавили несколько капель 2н. раствора серной кислоты до изменения желтой окраски на оранжевую. Потом прилили к этому раствору раствор едкого калия и наблюдали изменение окраски обратно на желтую.

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ = K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O – оранжевая

K₂Cr₂O₇ + 2KOH = 2K₂CrO₄ + H₂O – желтая

Опыт №4.

 Переход хрома (III) в хром (VI).

В пробирку с 5-6 каплями сульфата хрома(III) прилили 2-3 капли раствора серной кислоты и 1 микрошпатель висмутата натрия. Все тщательно перемешали и нагрели. Наблюдали появление оранжевой окраски дихромата натрия.

2Cr₂(SO₄)₃ + 6NaBiO₃ + 4H₂SO₄ = 2Na₂Cr₂O₇ + 3Bi₂(SO₄)₃ + Na₂SO₄ + 4H₂O

Опыт № 5.

 Окислительные  свойства соединений хрома с  окислительным числом +6

а) Окисление йодида калия

В пробирку налили растворы: дихромата калия, серной кислоты, йодида калия. В результате образовался  сульфат хрома (III), йод, сульфат калия и вода.

K₂Cr₂O₇ + 6KI + 7H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + 4K₂SO₄ + 7H₂O

б) Окисление соляной  кислоты

К раствору дихромата калия  прибавили концентрированной соляной  кислоты. Далее пробирку нагрели  до перехода оранжевой окраски в зеленую.

K₂Cr₂O₇ + 14HCl = 2CrCl₃ + 2KCl + 7H₂O + 3Cl₂

Опыт № 6

Получение пероксида хрома (реакция открытия хрома)

В пробирку налили растворы: дихромата калия, серной кислоты, пероксида водорода, диэтилового эфира. Образовалось перекисное соединение хрома, которое в дальнейшем разложилось.

K₂Cr₂O₇ + 4H₂O₂ + H₂SO₄ + C₄H₁₀O = 2CrO(O₂)₂ + K₂SO₄ + 5H₂O   ?

Осадок тёмно-зелёного цвета  сам раствор синий.