Jak se chrom oxiduje?

Místo Chromia v periodické tabulce
chemické prvky D.I. Mendělejev.
• Chrom se nachází ve skupině 6 Periodické tabulky chemikálií
prvky D.I. Mendělejev.
• Chrom je d-element. Valenční elektrony atomu chrómu mají
elektronická konfigurace 3d44s2, vzhledem ke stabilitě stavu d5 je však energetický přechod výhodnější
jeden s elektron na 3d podúroveň, takže valenční elektrony
chrom mají následující konfiguraci: 3d54s1. Chrome v připojení
vykazuje oxidační stavy +2, +3, +4, +5, +6. Charakteristický stupeň
oxidace +3, alespoň +6. Sloučeniny chrómu(II) vykazují
převážně bazické vlastnosti, chrom (III) – amfoterní,
sloučeniny chrómu (VI) jsou kyselé.

3.

Prevalence v přírodě.
• Chrom je běžný prvek, jeho obsah ano
zemská kůra je 3,5·10-2 hm. %. V přírodě se vyskytuje pouze v
forma spojení. Je známo více než 40 minerálů obsahujících chrom.
Hlavní minerály jsou: chromit (chromová železná ruda) FeCr2O4,
krokoit PbCrO4, volkonskoit Cr2Si4O10(OH)2 nH2O, uvarovit
Ca3Cr2(SiO4)3 atd. V meteoritech byly nalezeny sulfidické minerály
chrom. Chrom se také nachází ve vodě oceánu.

4.

Fyzikální vlastnosti chromu.
• Chrome
–
modrobílý
kov,
krystalizuje v těle zaměřeném
krychlová mříž s kovem
typ chemické vazby. Teplota
bod tání 1890°C, bod varu
2680 °C, hustota 7,19 g/cm3. Technický
chrom je při teplotách křehký kov
nad
200-250
° C
získává
tvárnost, čistý chrom je tvárný, když
normální podmínky. Velmi těžké.
• Ve vzduchu
kysličník.
krytý
odolný
film

5.

Chemické vlastnosti chrómu.
• Chrom je za normálních podmínek inertní kov, když se zahřeje
docela aktivní.
1. Interakce s nekovy
Při zahřátí nad 600 °C hoří chrom v kyslíku:
4Cr + 3 = 2Cr2
Reaguje s fluorem při 350 °C, s chlórem – při 300 °C, s bromem – při teplotě
červené teplo za vzniku halogenidů chrómu (III):
2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3
Reaguje s dusíkem při teplotách nad 1000 °C za vzniku nitridů:
2Cr + N2 = 2CrN nebo 4Cr + N2 = 2Cr2N

6.

Síra při teplotách nad 300 °C tvoří sulfidy od CrS do Cr5S8, například:
2Cr + 3S = Cr2S3
Reaguje s borem, uhlíkem a křemíkem za vzniku boridů, karbidů a
silicidy:
Cr + 2B = CrB2 (možná tvorba Cr2B, CrB, Cr3B4, CrB4)
2Cr + 3C = Cr2C3 (možná tvorba Cr23C6, Cr7B3)
Cr + 2Si = CrSi2 (možná tvorba Cr3Si, Cr5Si3, CrSi)
Neinteraguje přímo s vodíkem.
2. Interakce s vodou
V jemně rozptýleném horkém stavu reaguje chrom s vodou za vzniku
oxid chromitý a vodík:
2Cr + 3H2 = Cr2 + 3H3

7.

3. Interakce s kyselinami
V elektrochemické napěťové řadě kovů se chromu nachází až
vodík, vytěsňuje vodík z roztoků neoxidačních kyselin:
Cr + 2HCl = CrCl2 + H2
Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2
V přítomnosti vzdušného kyslíku se tvoří chromité soli:
4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O
Koncentrované kyseliny dusičná a sírová pasivují chrom. Chrom
se v nich může rozpustit pouze silným zahřátím, tvarováním
chromité soli a produkty redukce kyselin:
2Cr + 6H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Cr + 6HN3 = Cr(N3)3 + 3N2 + 3H2

8.

4. Interakce s alkalickými činidly
Chrom se nerozpouští ve vodných roztocích alkálií a reaguje pomalu
s alkálií se taví za vzniku chromitů a uvolňování
vodík:
2Cr + 6KOH = 2KCrO2 + 2K2O + 3H2
Reaguje s alkalickými oxidačními taveninami, jako je chlorečnan
draslík, zatímco chrom se přeměňuje na chroman draselný:
Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + H2O
5. Získávání kovů z oxidů a solí
Chrom je aktivní kov, schopný vytěsňovat kovy z jejich roztoků
soli:
2Cr + 3CuCl2 = 2CrCl3 + 3Cu

9.

Způsoby získávání chrómu.
Chrom se obvykle získává jako slitina se železem (ferochrom). K tomu se chromit redukuje uhlím:
FeCr2O4 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO
Relativně čistý chrom se získává aluminotermií:
2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3
Oxid potřebný k získání kovového chrómu se izoluje z chromitu. Nejprve provádějí
pražení výchozích surovin obsahujících chrom ve směsi s uhličitanem sodným a dolomitem při 1100–1200 °C:
4 FeCr2O4 + 8Na2CO3 + 7O2 = 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2
výsledný chroman sodný se vyluhuje vodou a po dodatečné úpravě
izolovány do alkalického roztoku. Poté se redukuje sírou varem na oxid chromitý
(III).
Čistší chrom se získává elektrolýzou oxidu chromitého (VI) nebo chrom-draselného kamence. Extra čisté
chrom vzniká při tepelném rozkladu organických komplexů obsahujících chrom
sloučeniny.

10.

Sloučeniny chrómu (II).
• Oxid chromitý CrO
– krystalická látka červené nebo černé barvy, s
stabilní na vzduchu za normálních teplot, oxiduje nad 100°C:
4CrO + O2 = 2Cr2O3
Silné redukční činidlo, které reaguje s kyselinou chlorovodíkovou a uvolňuje vodík:
2CrO + 6HCl = 2CrCl3 + H2 + 2H2
Neinteraguje se zředěnou kyselinou sírovou a dusičnou a zásadami.
Vzniká oxidací amalgámu chrómu vzdušným kyslíkem:
2Cr/Hg + O2 = 2CrO + 2Hg
nebo během tepelného rozkladu karbonylu:
Cr(CO)6 = CrO + 5CO + C

11.

• Hydroxid chromitý Cr(OH)2
– hnědá látka
nebo žluté barvy, špatně rozpustný ve vodě, vykazuje zásaditý
vlastnostmi, pomalu reaguje pouze s koncentr
kyseliny, které tvoří modré chromité soli:
Cr(OH)2 + H2SO4 = CrS4 + 2H2
Neinteraguje se zředěnými kyselinami a zásadami.
Dobré redukční činidlo, snadno oxidovatelné vzdušným kyslíkem:
4Cr(OH)2 + 2 + 2H2 = 4Cr(OH)3
Získává se reakcí chromitých solí s alkáliemi
nedostatek kyslíku:
CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 + 2NaCl

12.

• Soli chrómu (II).
Známé halogenidy chromité, síran a
chloristan, solné roztoky jsou zbarveny modře.
Všechny soli chrómu (II) jsou silná redukční činidla a v roztocích oxidují
vzdušný kyslík:
4CrCl2 + 2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2
v nepřítomnosti oxidačního činidla dokonce redukují vodu a rozkládají ji
uvolňování vodíku:
2CrCl2 + 2H2 = 2CrOHCl2 + H.
Získává se redukcí trojmocných trojmocných solí vodíkem v současné době
splnit:
2CrCl3 + 3Zn + 4HCl = 2CrCl2 + 3ZnCl2 + 2H2
Halogenidy vznikají vzájemným působením jednoduchých látek.

13.

Sloučeniny chrómu (III).
U chrómu je oxidační stav +3 nejstabilnější.
• Oxid
chrom
– tmavě zelený prášek, in
krystalický stav – černá látka s kovovým leskem.
Teplota tání 1990 °C, hustota 5,21 g/cm3. Chemicky
inertní. Nerozpustný ve vodě, kyselinách a zásadách. Obtížně
při delším zahřívání se rozpouští v silných kyselinách.
(III)
Cr2
Vykazuje amfoterní vlastnosti. Když se spojí s oxidy,
tvoří chromity s hydroxidy a uhličitany alkalických kovů,
vykazující kyselé vlastnosti:
Cr2O3 + 2KOH = 2KCrO2 + H2O
Cr2O3 + Na2C3 = 2NaCrO2 + CO2

14.

Při fúzi s kyselým činidlem – disíranem draselným –
tvoří síran chromitý, vykazující následující vlastnosti:
3K2S2O7 = 3K2SO4 + 3SO3
Cr2 + 3S3 = Cr3(S2)4
Cr2O3 + 3K2S2O7 = Cr2(SO4)3 + 3K2SO4
Oxid chromitý se vyrábí tepelným rozkladem
Dichroman amonný:
(NH4)2Cr2 = Cr7 + N2 + 3H2
nebo při redukci dichromanu draselného koksem nebo sírou:
2K2Cr2O7 + 3C = 2Cr2O3 + 2K2CO3 + CO2
K2Cr2O7 + S = Cr2O3 + K2SO4

15.

• Hydroxid chromitý Cr(OH)3 – amorfní nebo krystalická látka,
barva závisí na podmínkách depozice a mění se od modré a zelené až po
černofialová, rozkládá se při teplotě asi 150°C:
2Cr(OH)3 = Cr2 + 3H3
Vykazuje amfoterní vlastnosti, snadno se rozpouští v kyselinách a zásadách:
2Cr(OH)3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
Vzniká působením alkálií nebo vodného roztoku amoniaku na roztoky
soli chrómu:
CrCl3 + 3NH3 + 3H2O = Cr(OH)3 + 3NH4Cl
nebo při průchodu oxidu uhličitého
hexahydrochromát sodný (III):
Na3[Cr(OH)6] + 3СО2 = Cr(OH)3 + 3NaHC3
plyn
přes
zásadité
malta

16.

• Soli chrómu (III). Chrom v oxidačním stavu +3 tvoří dva typy
soli, které obsahují kation a anion.
• Chromity jsou stabilní v alkalickém prostředí, ale ničí se v kyselém prostředí:
NaCrO2 + HCl + H2O = Cr(OH)3 + NaCl
v přebytku kyseliny:
NaCr2 + 4HCl = CrCl3 + NaCl + 2H2
Soli Cr3+ vykazují všechny vlastnosti solí, většina z nich je dobrých
rozpustný ve vodě a hydrolyzovat.
Sloučeniny chrómu (III) vykazují oxidační a redukční vlastnosti
vlastnosti:
2CrCl3 + 3H2O2 + 10 KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O (Cr3+ je redukční činidlo)
2CrCl3 + 3Zn + 4HCl = 2CrCl2 + 3ZnCl2 + 2H2 (Cr3+ je oxidační činidlo)

CHEMIE je oblast zázraků, je v ní ukryto štěstí lidstva,

dojde k největším výbojům mysli

právě v této oblasti (M. GORKY)

stůl
Mendělejev

Periodická tabulka chemických prvků

Univerzální tabulka rozpustnosti

kyselin, solí a zásad ve vodě

Kolekce tabulek pro hodiny chemie

Informační a referenční-instrukční

Chrome

Chrom je prvek vedlejší podskupiny 6. skupiny 4. periody periodické tabulky chemických prvků D.I Mendělejeva s atomovým číslem 24. Označuje se symbolem Cr (lat. Chrom). Jednoduchá látka chrom je tvrdý kov modrobílé barvy.

Chemické vlastnosti chrómu

Za normálních podmínek reaguje chrom pouze s fluorem. Při vysokých teplotách (nad 600°C) interaguje s kyslíkem, halogeny, dusíkem, křemíkem, borem, sírou, fosforem.

Při zahřátí reaguje s vodní párou:

Chróm se rozpouští ve zředěných silných kyselinách (HCl, H₂SO₄)

V nepřítomnosti vzduchu se tvoří soli Cr 2+ a na vzduchu se tvoří soli Cr 3+.

Přítomnost ochranného oxidového filmu na povrchu kovu vysvětluje jeho pasivitu ve vztahu ke koncentrovaným roztokům kyselin – oxidačních činidel.

Sloučeniny chrómu

Oxid chromitý a hydroxid chromitý (II) jsou zásadité povahy.

Sloučeniny chrómu (II) jsou silná redukční činidla; se působením vzdušného kyslíku přeměňují na sloučeniny chrómu (III).

oxid chromitý (III) Cr₂O₃ – zelený, ve vodě nerozpustný prášek. Lze získat kalcinací hydroxidu chromitého nebo dvojchromanu draselného a amonného:

Amfoterní oxid. Při tavení Cr₂O₃ s alkáliemi, sodou a kyselými solemi se získávají sloučeniny chrómu s oxidačním stavem (+3):

Při tavení se směsí alkálie a oxidačního činidla se získávají sloučeniny chrómu v oxidačním stavu (+6):

Hydroxid chromitý Cr(ON)₃ . Amfoterní hydroxid. Šedozelená, zahřátím se rozkládá, ztrácí vodu a tvoří se zelená metahydroxid CrO(OH). Nerozpouští se ve vodě. Z roztoku se vysráží jako šedomodrý a modrozelený hydrát. Reaguje s kyselinami a zásadami, neinteraguje s hydrátem amoniaku.

Má amfoterní vlastnosti – rozpouští se v kyselinách i zásadách:

Cr(OH)₃ → (120 o C –H₂O) CrO(OH) →(430-1000 0 C –H₂O) Cr₂O₃

Příjem: vysrážení hydrátem amoniaku z roztoku chromitých solí:

Сr 3+ + 3(NH₃ Н₂O) = Сr(ON)₃↓ + ЗNН 4+

Soli chrómu (III) mají fialovou nebo tmavě zelenou barvu. Jejich chemické vlastnosti připomínají bezbarvé hliníkové soli.

Sloučeniny Cr(III) mohou vykazovat jak oxidační, tak redukční vlastnosti:

Sloučeniny šestimocného chrómu

Oxid chromitý (VI). Cro₃ – jasně červené krystaly, rozpustné ve vodě.

Získává se z chromanu draselného (nebo dichromanu) a H₂SO₄(konc.).

Cro₃ – kyselý oxid, s alkáliemi tvoří žluté chromany CrO₄ 2-:

V kyselém prostředí se chromany přeměňují na oranžové Cr dichromany₂O₇ 2-:

V alkalickém prostředí tato reakce probíhá v opačném směru:

Dichroman draselný je oxidační činidlo v kyselém prostředí:

Chroman draselný K₂ CrО₄. Oxosol. Žlutá, nehygroskopická. Taví bez rozkladu, tepelně stabilní. Velmi dobře rozpustný ve vodě (žlutá barva roztoku odpovídá iontu CrO₄ 2-), je mírně hydrolyzován na aniontu. V kyselém prostředí se mění na K₂Cr₂O₇. Oxidační činidlo (slabší než K₂Cr₂O₇). Vstupuje do iontoměničových reakcí.

Kvalitativní reakce na iont CrO₄ 2- – vysrážení žluté sraženiny chromanu barnatého, který se rozkládá v silně kyselém prostředí. Používá se jako mořidlo pro barvení tkanin, činidlo na vydělávání kůže, selektivní oxidační činidlo a činidlo v analytické chemii.

Rovnice nejdůležitějších reakcí:

Příjem: slinování chromitu s potaší na vzduchu:

Dvojchroman draselný K2Cr₂O₇ . Oxosol. Technický název chromový kšilt. Oranžovo-červená, nehygroskopická. Taví bez rozkladu a rozkládá se při dalším zahřívání. Velmi dobře rozpustný ve vodě (oranžová barva roztoku odpovídá iontu Cr₂O₇ 2-). V alkalickém prostředí tvoří K₂Cro₄ . Typické oxidační činidlo v roztoku a během tavení. Vstupuje do iontoměničových reakcí.

Kvalitativní reakce – modré zbarvení etherového roztoku v přítomnosti H₂O₂ , modré zbarvení vodného roztoku působením atomárního vodíku.

Používá se jako činidlo na vydělávání kůže, mořidlo pro barvení tkanin, složka pyrotechnických směsí, činidlo v analytické chemii, inhibitor koroze kovů, ve směsi s N₂SO₄ (konc.) – pro mytí chemického nádobí.

Rovnice nejdůležitějších reakcí:

Příjem: zpracování K₂СrO₄ kyselina sírová: