Хром (Chromium). Хром міститься в земній корі в кількості 0,02%. У природі він зустрічається головним чином у вигляді
хромистого залізняку FeO ∙ Cr
2 O
3, багаті родовища якого є в
Казахстані й Уралі.
При відновлення хромистого залізняку вугіллям з'являється сплав хрому з
залізом-ферохром, який безпосередньо використовується в металургійній промисловості при виробництві хромистих сталей. Для отримання чистого хрому спочатку отримують оксид хрому (III), а потім відновлюють його алюмінотермічним способом.
Хром представляє собою твердий блискучий метал, що плавиться при 1890 ˚ С;
щільність його 7,19 г / см
3. При кімнатній температурі
хром стійкий до води і до повітря. Розбавлені сірчана і соляна кислоти розчиняють хром з виділенням водню. У холодній концентрованої азотної кислоти хром розчиняється і після обробки нею стає пасивним.
Металевий хром використовується для хромування, а також в якості одного з найважливіших компонентів легованих сталей. Введення хрому в сталь підвищує її
стійкість проти корозії як у водних середовищах при звичайних температурах, так і в газах при підвищених температурах. Крім
того, хромисті сталі, мають підвищеною твердістю.
Хром входить до складу нержавіючих, кислототривких, жароміцних сталей.
Хром утворює три оксиду:
оксид хрому (II), або
закис хрому, CrO, що має основний
характер,
оксид хрому (III), або
окис хрому, Cr
2 O
3, що виявляє амфотерні властивості, і
окис хрому (VI), або
хромовий ангідрид , CrO
3 - кислотний оксид.
Відповідно до цих трьох оксидам відомі і три
ряди сполук хрому.
Сполуки хрому (II). При розчиненні хрому в соляній кислоті виходить розчин блакитного кольору, що містить
хлорид хрому (II) CrCl
2. Якщо до цього розчину долити лугу, то випадає жовтий осад -
гідроксид хрому (II) Cr (OH)
2. Сполуки хрому (II) хитливі і швидко окислюються киснем повітря в сполуки хрому (III).
Сполуки хрому (III). Оксид хрому (III), Cr
2 O
3 є тугоплавка речовина зеленого кольору, пріменя6емое під назвою
зеленого крона для приготування клейової і масляної фарб. При сплаві із
силікатами оксид хрому (III) забарвлює їх в зелений колір і тому служить для фарбування скла та порцеляни. Cr
2 O
3 входить також до складу полірувальних засобів.
Гидроксид хрому (III) Cr (OH)
3 випадає у вигляді синювато-сірого осаду при дії лугів на
солі хрому (III):
Cr
3 + +3 OH
- → Cr (OH)
3 ↓
Подібно гідроксиду алюмінію та цинку,
він має амфотерні властивості і розчиняється в кислотах з утворенням солей хрому (III), а в лугах - смарагдово-зелених розчинів
хрімотов, наприклад:
Cr (OH)
3 + 3NaOH → Na
3 [Cr (OH)
6] або
Cr (OH)
3 +3 OH
- → [Cr (OH)
6] 3 - Хроміти, отримані сплавом Cr
2 O
3 з оксидами інших металів і відомі головним чином для двовалентних металів, мають
склад, що
відповідає формулі М (CrO
2) 2, і являють собою
солі метахромістой кислоти HcrO
2. до них належить і природний хромовий залізняк Fe (CrO
2) 2. З солей хрому (III) найпоширенішою є подвійна сіль хрому і калію -
хромокаліевие галун KCr (SO
4) 2 ∙ 12H
2 O, що утворюють синьо-фіолетові кристали.
Солі хрому (III) багато в чому схожі на солі алюмінію. У водних розчинах вони сильно гідроліз і легко перетворюються в основні солі. Зі слабкими кислотами хром (III), подібно алюмінію, солей не утворює.
Сполуки хрому (VI). Найважливішими сполуками хрому (VI) є
триоксид хрому, або
хромовий ангідрид, CrO
3 та солі
відповідають йому кислот -
хромової H
2 CrO
4 і
двухромову H
2 CrO
7. Обидві кислоти існують тільки у водному розчині і при спробах виділити їх з розчину, розпадаються на хромовий ангідрид і воду; але солі їх досить стійки.
Солі хромової кислоти називаються
хромату, а двухромову -
біхромату або
дихроматом. Майже всі хромати мають жовте забарвлення. Деякі з них застосовуються як фарби. Наприклад, нерозчинний у воді
хромат свинцю PbCrO
4, під назвою
жовтий крон, служить для приготування жовтої масляної фарби.
При підкисленні розчину якого-небудь хромату, наприклад, хромату калію K
2 CrO
4, чисто-жовте забарвлення розчину змінюється на помаранчеву внаслідок переходу іонів CrO
2 - 4 в іони Cr
2 O
2 - 7. З отриманого розчину може бути виділена сіль двухромову кислоти - двухромат калію K
2 Cr
2 O
7 - у вигляді оранжево-червоних
кристалів. Реакція
перетворення хромату в дихромат виражається рівнянням:
2CrO
2 - 4 +2 H
+ ↔ Cr
2 O
2 - 7 + H
2 O
Реакція оборотна. Це означає, що при розчиненні дихромата у воді завжди утвориться деяка, хоча і незначне, кількість іонів Н
+ і CrO
2 - 4; тому розчин дихромата має, кислу реакцію. Якщо до розчину дихромата додавати луг, то гідроксид-іони будуть пов'язувати що знаходяться в розчині іони водню, рівновага зміщується вліво і в результаті дихромат перетворюється на хромат. Таким чином, в присутності надлишку гідроксид-іонів у розчині практично існують тільки іони CrO
2 - 4, тобто хромат, а при надлишку іонів водню - іони Cr
2 O
2 - 7, т. е. дихромат.
Хромати лужних металів утворюються шляхом окислення сполуки хрому (III) в присутності лугу. Так, при дії брому на розчин хроміту калію утворюється хромат калію за рівнянням:
2K
3 [Cr (OH)
6] +3 Br
2 +4 KOH → 2K
2 CrO
4 +6 KBr +8 H
2 O
Про події окисленні можна судити з того, що смарагдово-зелене забарвлення розчину хроміту переходить в яскраво-жовту.
Хромати можуть бути отримані також сплавом Cr
2 O
3 з лугом у присутності якого-небудь окислювача, наприклад хлорат калію:
Cr
2 O
3 +4 KOH + KClO
3 → 2K
2 CrO
4 + KCl +2 H
2 O
Хромати і Біхромати - сильні окисні. Тому ними широко користуються для окислення різних речовин. Окислення виробляється в кислому розчині і зазвичай супроводжується різкою зміною забарвлення (Біхромати пофарбовані у помаранчевий колір, а солі хромату (III) - у зелений чи зеленувато-фіолетовий).
Ми бачили, що в кислих і в лужних розчинах сполуки хрому (III) та хрому (VI) існує в різних формах: у кислому середовищі у вигляді іонів Cr
3 + або Cr
2 O
2 - 7, а в лужному - у вигляді іонів [ Cr (OH)
6] 3 - або CrO
2 - 4. Тому взаємоперетворення сполук хрому (III) та хрому (VI) протікає по-різному в залежності від реакції розчину. У кислому середовищі встановлюється рівновага
Cr
2 O
2 - 7 +14 H
+ +6 e ˉ ↔ 2Cr
3 + +7 H
2 O
а в лужному
[Cr (OH)
6] 3 - +2 OH
- ↔ CrO
2 - 4 +4 H
2 O +3 e ˉ
Однак і в кислому, і в лужному середовищі окислення хрому (III) приводить до зменшення pH розчину; зворотний же
процес - відновлення хрому (VI) - супроводжується збільшенням pH. Тому, у відповідності з принципом Ле Шарля, при підвищенні кислотного середовища рівновага зміщується в напрямку відновлення хрому (VI), а при зменшенні кислотності - у напрямку окислення хрому (III). Інакше кажучи, окисні властивості сполук хрому (VI) найбільш сильно виражені в кислому середовищі, а відновні властивості сполук хрому (III) - в лужному.
Саме тому, як зазначалося вище, окислення хромітів в хромати здійснюють у присутності лугу, а сполуки хрому (VI) застосовують як окислювачі в кислих розчинах.
Наведемо кілька прикладів окислювально-відновних реакцій, що протікають за участю дихроматів.
1. При пропущенні сірководню через підкислений сірчаної кислотою розчин дихромата оранжеве забарвлення розчину переходить в зелену і одночасно рідина стає каламутною внаслідок виділення сірки:
K
2 Cr
2 O
7 +3 H
2 S +4 H
2 SO
4 → Cr
2 (SO
4) 3 +3 S ↓ + K
2 SO
4 +7 H
2 O
2. При дії концентрованої соляної кислоти на дихромат калію виділяється
хлор і виходить зелений розчин, що містить хлорид хрому (III):
K
2 Cr
2 O
7 +14 HCl → 2CrCl
3 +3 Cl
2 ↑ +2 KCl +7 H
2 O
3. Якщо пропускати діоксид сірки через концентрований розчин дихромата калію, що містить достатню кількість сірчаної кислоти, то утворюються еквімолекулярние кількості сульфатів калію та хрому (III):
K
2 Cr
2 O
7 +3 SO
2 + H
2 SO
4 → Cr
2 (SO
4) 3 + K
2 SO
4 + H
2 O
При випаровуванні розчину з нього виділяються хромокаліевие галун KCr (SO
4) 2 ∙ 12H
2 O. Цією реакцією користуються для отримання хромокаліевих квасцов в промисловості.
Найбільш важливими з дихроматів є дихромат калію K
2 Cr
2 O
7 і дихромат натрію Na
2 Cr
2 O
7 ∙ 2H
2 O, що утворюють оранжево-червоні кристали. Обидві солі, відомі також під назвою
хромпиком, широко застосовуються в якості окислювачів при виробництві багатьох органічних сполук, у шкіряній промисловості при дубленні шкір, у сірниковій і текстильної промисловості. Суміш концентрованої сірчаної кислоти з водним розчином дихромата калію або натрію під назвою
«хромової суміші» часто застосовується для енергійного окислення і для
очищення хімічного посуду.
Усі солі хромових кислот отруйні. Триоксид хрому, або
хромовий ангідрид, CrO
3 випадає у вигляді темно-червоних голчастих кристалів при дії концентрованої сірчаної кислоти на насичений розчин дихромата калію або натрію:
K
2 Cr
2 O
7 + H
2 SO
4 → 2CrO
3 ↓ + K
2 SO
4 + H
2 O
Хромовий ангідрид належить до числа найбільш сильних окислювачів. Наприклад,
етиловий спирт при зіткненні з ним займається. Виробляючи окислення, хромовий ангідрид перетворюється на оксид хрому (III) Cr
2 O
3. Хромовий ангідрид легко розчиняється у воді з утворенням хромової і двухромову кислот.
Кисень (Oxygenium). Кисень - найпоширеніший елемент земної кори. У вільному стані 20,9% кисню знаходиться в
атмосферному повітрі, що складає приблизно 1 / 5 за обсягом.
Кисень входить до складу майже всіх оточуючих нас речовин. Так, наприклад,
вода, пісок, багато
гірські породи та
мінерали, що становлять земну кору, містять кисень. Кисень є також важливою частиною багатьох органічних сполук, наприклад білків, жирів і
вуглеводів, що мають виключно велике значення в житті рослин, тварин і людини. Загальна кількість кисню в земній корі близько до половини її маси (близько 47%).
Природний кисень складається з трьох стабільних ізотопів:
16 Про (99,76%),
17 Про (0,04%) і
18 О (0,2%).
Отримання і властивості кисню. Кисень був вперше отриманий у чистому вигляді К. В. Шеєле в 1772р., А потім в 1774г. Д. Прістлі (
Англія), який виділив го з оксиду ртуті (II). Однак Прістлі не знав, що отриманий їм газ входить до складу повітря. Тільки через кілька років Лавуазьє, докладно вивчив властивості цього газу,
встановив, що він є складовою частиною повітря.
У промисловості кисень одержують з повітря, який представляє собою суміш різних газів; основні компоненти в ньому -
азот і кисень. Для отримання кисню повітря під тиском зріджують. Тому що температура
кипіння рідкого азоту (-196 ˚ С) нижче температури кипіння рідкого кисню (-183 ˚ С), то азот випаровується, а рідкий кисень залишається. Газоподібний кисень зберігають у стальних балонах під тиском 15 МПа. Найважливішим лабораторним способом його одержання служить
електроліз водних розчинів лугів. Невеликі кількості кисню можна також отримувати взаємодією розчину перманганату калію з підкисленим розчином пероксиду водню або термічним розкладанням деяких кисневмісних речовин, перманганату калію:
2KMnO
4 → K
2 MnO
4 + MnO
2 + O
2 ↑
Кисень - безбарвний газ, який не має запаху. Він трохи важчий за повітря:
маса 1 кисню при нормальних умовах дорівнює 1,43 г, а 1 л повітря 1,293 р. Кисень розчиняється у воді, хоча і в невеликих кількостях: 100об'емов води при 0 ˚ С розчиняють 4,9, а при 20 ˚ С - 3,1 об'єму кисню.
Кисень утворює двоатомні молекули, що характеризуються високою міцністю. При кімнатній температурі його дисоціація на атоми незначна; лише при 1500 ˚ С вона стає помітною.
Магнітні властивості кисню вказують на наявність в молекулі О
2 двох неспарених електронів. Ці електрони розміщуються на розпушуючих молекулярних
π-орбіталях. Парамагнітного кисню виявляється, зокрема, в тому, що рідкий кисень притягується магнітом.
Кисень утворює сполуки з усіма хімічними елементами, крім гелію, неону і аргону. З більшістю елементів він взаємодіє безпосередньо (крім
галогенів, золота і платини). Швидкість взаємодії, як з простими, так і зі складними речовинами залежить від природи речовини і від температури. Деякі речовини, наприклад, оксид азоту (II), гемоглобін крові, вже при кімнатній температурі з'єднуються з киснем повітря зі значною швидкістю. Багато реакції окислення прискорюються каталізаторами. Наприклад, у присутності дисперсної платини суміш водню з киснем запалюється при кімнатній температурі.
Характерною рисою багатьох реакцій з'єднання з киснем є виділення теплоти і світла.
Такий процес називається
горінням. Горіння в чистому кисні відбувається набагато енергійніше, ніж у повітрі. Хоча при цьому виділяється така ж кількість теплоти як і при горінні в повітрі, але процес протікає швидше і виділяється теплота не витрачається на нагрівання азоту повітря; тому температура горіння в кисні значно вище, ніж у повітрі.
Кисень грає виключно важливу роль у природі. За участю кисню відбувається один з найважливіших життєвих
процесів - дихання. Важливе значення має й інший процес, в якому бере участь кисень, - тління і гниття загиблих тварин і рослин; при цьому складні органічні речовини перетворюються на більш прості (в кінцевому результаті в CO
2, воду і азот), а останні знову вступають в загальний
кругообіг речовин у природі.
Застосування кисню дуже різноманітне. Його застосовують для інтенсифікації хімічних процесів у багатьох
виробництвах (наприклад, у виробництві сірчаної та азотної кислот, в доменному процесі). Киснем користуються для отримання високих температур, для чого різні горючі гази (водень, ацетилен) спалюють у спеціальних пальниках. Кисень використовують у медицині при утрудненому диханні.