Хром и марганец

Васенина Иванаученика 10 «А» класса

Научный руководительЯцына Ольга Александровна

учитель химии

МОУ средняя общеобразовательная школа №15

г. ЕгорьевскаМосковской области

2008 – 2009 учебный год

Основные вопросыОсновные вопросы

Теоретическая частьТеоретическая часть История открытияИстория открытия Нахождение в природеНахождение в природе ПолучениеПолучение Физические свойстваФизические свойства Хром как химический элементХром как химический элемент Электронное строение атомаЭлектронное строение атома Химические свойстваХимические свойства Взаимодействие с кислотамиВзаимодействие с кислотами Соединения хрома Соединения хрома II, III, IVII, III, IV ПрименениеПрименение

Исследовательская частьИсследовательская часть

ЛитератураЛитература

История открытияВ 1766 году петербургский профессор химии И.Г.Леман описал новый минерал, найденный на Урале на Березовском руднике, в 15 километрах от Екатеринбурга. Обрабатывая камень соляной кислотой, Леман получил изумрудно-зеленый раствор, а в образовавшемся белом осадке обнаружил свинец. Спустя несколько лет, в 1770 году, Березовские

рудники описал академик П.С.Паллас: «…наряду с золотом добываются серебро и свинцовые руды, а также находят замечательный красный свинцовый минерал, который не был обнаружен больше ни в одном другом руднике России… Иногда маленькие неправильные пирамидки этого минерала бывают вкраплены в кварц подобно маленьким рубинам...»

История открытия

Сначала обнаруженный минерал был назван “сибирским красным свинцом”. Впоследствии за ним закрепилось название

“крокоит”.

В конце 18 века образец минерала вывезли в Париж, где ученым Луи Вокленом были проведены реакции по

следующей схеме:PbCrO4 K2CrO4 Cr2O3 Cr

В результате чего был получен новый металл, который вследствие разнообразия окрасок его солей стали

называть «хромом».

Нахождение в природе

Хром встречается в виде соединений в различных минералах. Самый распространенный из них хромистый

железняк (FeCr2O4), добываемый на Урале и в Казахстане. Встречаются в природе оксид хрома (III)

Cr2O3 и другие соединения.

Общее содержание хрома в земной коре составляет 0,03 вес. %. Хром обнаружен на Солнце, звёздах и в

метеоритах.

Получение

Взаимодействие оксида хрома (III) с углеродом или металлами

(металлотермия):

2Cr2O3 + 3C = 4Cr +3CO2 (при нагр.)

Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3

Электролиз водных растворов соединений хрома.

Физические свойства Хром обладает всеми характерными

свойствами металлов - хорошо проводит тепло, почти не оказывает сопротивления электрическому току, имеет блеск, присущий большинству

металлов. И в то же время, устойчив к коррозии на воздухе и в воде.

Примеси кислорода, азота и углерода, даже в самых малых количествах, резко изменяют физические свойства хрома,

например, делая его очень хрупким.

Плотность(при 20 оC)

7,19 г/см 3

Температура плавления

1878± 22 оС

Температура кипения

2469-2480 оC

Особенностью хрома является резкое изменение его физических свойств при температуре около 37°С. Это аномальное явление ученым не удалось объяснить достоверно до сих пор. Дело в том, что в этой температурной точке внутреннее трение хрома достигает максимума, а модуль упругости падает до минимальных значений. Так же внезапно изменяются электропроводность, коэффициент линейного расширения, термоэлектродвижущая сила.

Хром как химический элемент

Электронное строение атома

Схема расположения электронов по энергетическим уровням и атомным орбиталям

2p2s

1s

3s 3p

4s

3d

+24 Cr 1s1s222s2s222p2p663s3s223p3p663d3d554s4s11

В образовании химических связей участвуют как электрон внешнего (4В образовании химических связей участвуют как электрон внешнего (4ss) )

энергетическогоэнергетического уровня, так и пять электронов 3-го уровня уровня, так и пять электронов 3-го уровня dd--подуровня. подуровня. Хром может проявлять степени окисления от +1 до +6.Хром может проявлять степени окисления от +1 до +6.Наиболее устойчивыми являются соединения хрома, где он проявляет Наиболее устойчивыми являются соединения хрома, где он проявляет степени окисления +2, +3 и +6. степени окисления +2, +3 и +6.

Химические свойства металлического хрома

вода 2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2

кислород 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3

галогены 2Cr + 3Br2 = 2 CrBr3

галогеноводороды Cr + 2HF = CrF2 + H2

сера 2Cr + 3S = Cr2S3

азот 2Cr + N2 = 2CrN

кремний Cr + Si = CrSi(Все реакции идут при нагревании. При взаимодействии с (Все реакции идут при нагревании. При взаимодействии с

водой хром находится в раскаленном состоянии)водой хром находится в раскаленном состоянии)

Взаимодействие с кислотами

На поверхности всегда присутствует оксидная плёнкаНа поверхности всегда присутствует оксидная плёнка (Cr (Cr22OO33)). .

Поэтому хром в разбавленных серной и соляной кислотах Поэтому хром в разбавленных серной и соляной кислотах растворяется не сразу(из-за содержания в них растворённого растворяется не сразу(из-за содержания в них растворённого

кислородакислорода)), а после растворения оксидной плёнки., а после растворения оксидной плёнки.

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2

ВВ азотной и концентрированной серных кислотах хром на холоде не азотной и концентрированной серных кислотах хром на холоде не растворяется (из-за упрочнения оксидной плёнки), переходит в растворяется (из-за упрочнения оксидной плёнки), переходит в

пассивное состояние, но при сильном нагревании кислоты пассивное состояние, но при сильном нагревании кислоты растворяют хром.растворяют хром.

Cr + 6HNO3(конц.) = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

2Cr + 6H2SO4(конц.) = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2OПассивацию устраняют очисткой поверхности металла.Пассивацию устраняют очисткой поверхности металла.

Соединения хрома (II)

Название Химическая формула

Внешний вид. Физические свойства

Способы получения

Химические свойства соединений хрома (II)

Оксид хрома (II)

CrO Кристаллическое вещество черного цвета

Cr(OH)2 = CrO + H2O (при осторожном нагревании в отсутствие O2)

1.Основный оксид (получение)2.CrO + 2HCl = CrCl2+ H2O3.CrO + O2 = Cr2O3 (при нагр. выше 100 OC)

Гидроксидхрома (II)

Cr(OH)2 Желтый осадок CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 + 2NaCl

1.Основный гидроксидCr(OH)2 + 2HCl = CrCl2 + 2H2O2. 4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3

Соединения хрома (III)

Оксид хрома (III) Cr2O3 – тугоплавкий порошок зелёного

цвета, по твердости близкий к корунду Способы получения:

(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O (при нагр.)

2K2Cr2O7 + 3C(кокс) = 2Cr2O3 + 2K2CO3 + CO2 (при нагр.)

K2Cr2O7 + S = Cr2O3 + K2SO4 (при нагр.)

Cr2O3 – амфотерный, не растворимый в воде оксид, реагирующий с оксидами, гидроксидами, карбонатами щелочных и щелочно-земельных металлов с образованием хромитов:

Cr2O3 + Ba(OH)2 = Ba(CrO2)2 (хромит бария) + H2O

Cr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 – студнеобразный осадок

серо-зеленого цвета Способы получения:

Cr2(SO4)2 + 6NH3 * H2O = 2Cr(OH)3 + 3(NH4)2SO4

Cr(OH)3 – амфотерный гидроксид

Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6] (гексагидроксохромат натрия)

Соли хрома (III) (Na3[Cr(OH)6], Ba(CrO2)2)

Устойчивы в щелочной среде, в кислотной – разрушаются. Почти все хорошо растворимы в воде, легко подвергаются гидролизу.

Соединения хрома (VI)Название. Химическая формула

Внешний вид. Физические свойства

Взаимные превращения Химические свойства

Оксид хрома (VI) Кристаллическое вещество красного цвета

При растворении оксида хрома (VI) в воде образуется смесь двух кислот. Между данными неустойчивыми кислотами устанавливается равновесие:2H2CrO4 H2Cr2O7 + H2O

Кислотный оксид. Взаимодействует с основными оксидами, основаниями и водой.

Гидрокиды хрома (VI) : хромовая (H2CrO4) и дихромовая (H2Cr2O7) кислоты

Данные кислоты сильны при диссоциации по первой ступени и слабые – по второй ступени.

Соли хрома (VI) (соли хромовых кислот) : хроматы (MeCrO4) и дихроматы (MeCr2O7)

Хроматы – соли желтого цвета, дихроматы – оранжево-красного цвета.

1. 2Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O

2. Na2Cr2O7 + 2NaOH = 2Na2CrO4 +H2O

4K2Cr2O7 = 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2 (при нагревании)

Сильные восстановители. Продукты – производные хрома(III) :K2Cr2O7 + 3(NH4)2S +H2O = 2Cr(OH)3 + 3S +6NH3 + 2KOH (нейтральная среда)2K2CrO4+ 8H2O +6NaI = 2K[Cr(OH)4]+2KOH+6NaOH+3I2

(щелочная среда)

Применение

В виде феррохрома сплавляют с железом и

получают высококачественные твердые при высокой

температуре стали, металлорежущие

инструменты.

При добавлении к железу хрома (около 12

% ) получают нержавеющую сталь

(хирургические инструменты и т. д. )

Покрывают (хромируют)

различные стальные изделия для

предотвращения коррозии.

Хром металлический

• Дихроматы Na2Cr2O7 * 2H2O и K2Cr2O7 называют хромпиками. Они как окислители применяются в кожевенной (дубление кож), лакокрасочной, спичечной и текстильной промышленности.

• Хромовая смесь – так называется 3 %-ный раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте – применяется в химических лабораториях для мытья стеклянной посуды.


• Нерастворимые хроматы некоторых металлов (PbCrO4, ZnCrO4,

SrCrO4) - прекрасные художественные краски. Богатством оттенков – от

розово-красного до фиолетового славится SnCrO4, используемый в

живописи по фарфору.• Хромиты широко используют в огнеупорной промышленности для

изготовления огнеупорного хромитового и хромомагнезитового кирпича. Такой кирпич химически пассивен, устойчив при температурах выше 22000С, хорошо выдерживает резкие колебания температур.

• В мире драгоценных камней рубину принадлежит второе место после алмаза. Технология получения искусственного рубина заключается в следующем: в оксид алюминия Al2O3 вводят дозированную добавку оксида

хрома (III), - ему-то и обязаны рубиновые кристаллы своим чарующим цветом. Но искусственные рубины ценятся не только за свои “внешние данные”: рожденный с их помощью лазерный луч способен буквально творить чудеса.


Набор необходимых реактивов


Получение раствора хлорида хрома (III)


Получение гидроксида хрома (III)CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3↓+ 3NaCl


Разливаем полученный осадок гидроксида хрома (III) в две пробирки


Исследуем гидроксид хрома (III) на амфотерность. 1. Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6] 2. 2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O.


Осадок гидроксида хрома (III) растворился в обеих пробирках.Вывод: гидроксид хрома (III) является амфотерным.

Литература

Хомченко Г. «Пособие для поступающих в вузы» П. издательство «Высшая школа», 1976 г.

Учебник «Химия. 10 класс» Рудзитис Г. Е. и Фельдман Ф. Г. издательство «Просвещение», 2001 г.

Электронная энциклопедия Кирилла и Мефодия, версия 2008 г.

«Готовим учащихся к единому государственному экзамену» Новошинский И. И. и Новошинская Н. С.

Интернет

Марганец и его соединения

Физические свойства

Марганец - твердый хрупкий серебристо-белый металл.

Температура плавления 12440С, температура кипения 20800С, плотность 7,44 г/см3.

Электронное строение атома

Схема расположения электронов по энергетическим уровням и атомным орбиталям

+25 Мn 1s1s222s2s222p2p663s3s223p3p663d3d554s4s22

В образовании химических связей участвуют как электрон внешнего (4В образовании химических связей участвуют как электрон внешнего (4ss) )

энергетическогоэнергетического уровня, так и пять электронов 3-го уровня уровня, так и пять электронов 3-го уровня dd--подуровня. подуровня. Марганец может проявлять степени окисления от +2 до +7.Марганец может проявлять степени окисления от +2 до +7.Наиболее устойчивыми являются соединения МНаиболее устойчивыми являются соединения Мnn((IIII) и М) и Мnn((VIIVII). ).

2p2s

1s

3s 3p

4s

3d

Химические свойства

Поверхность марганца обычно покрыта серым налетом оксидов.

При нагревании на воздухе он окисляется: ниже 4500С образуется

диоксид МnО2, при температуре до 8000С – сесквиоксид Мn2О3,

при 8000С – окалина, состоящая из внутреннего слоя монооксида

МnО и внешнего слоя оксида марганца(II,III) Мn3О4.

Марганец легко поглощает водород, образуя твердые растворы.

Его взаимодействие с галогенами приводит обычно к дигалогенидам:

Мn + СI2 = МnCI2

При нагревании марганец достаточно легко взаимодействует с

неметаллами(S, N, P, C, Si), образуя соответственно сульфиды,

нитриды, фосфиды, карбиды и силициды.

Химические свойстваМn + 2Н2О = Мn(ОН)2 + Н2 ↑

белый осадок

4Мn(ОН)2 + 2Н2О + О2 = 4Мn(ОН)3

бурыйС разбавленными кислотами марганец реагирует с

образованием солей Мn(II), большинство которых в растворах окрашены в розовый цвет.

Мn + 2НСI = МnCI2 + Н2↑

Мn + Н2SO4 = МnSO4 + Н2↑


Соединения Мn(II) являются восстановителями, например:

3МnSO4 + 2KCIO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCI + 3K2SO4 +

6H2O

2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 +

2H2O


Соединения Мn(IV) обладают свойствами как окислителей, так

и восстановителей.

МnO2 + 4HCI = MnCI2 + CI2 + 2H2O

2MnO2 + 2H2SO4 = 2MnSO4 + O2 + 2H2O

3MnO2 + KCIO3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCI + 3H2O

2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O


Соли неустойчивой марганцоватой кислоты Н2МnО4, или

манганаты, устойчивы только в щелочной среде. В

нейтральном или кислом растворе легко распадаются на соединения марганца в других степенях окисления

(диспропорционируют):

3K2MnO4 + 2H2O = MnO2 + 2KMnO4 + 4KOH

Манганаты проявляют свойства как окислителей (чаще), так и восстановителей:

2KI + K2MnO4 + 2H2O = MnO2 + I2 + 4KOH

2K2MnO4 + CI2 = 2KMnO4 + 2KCI

Химические свойстваВ присутствии окислителей манганаты(VI) превращаются в

соли сильной неустойчивой марганцовой кислоты НМnО4, существующей только в растворе, - манганаты(VII), или

перманганаты.

Твердые перманганаты медленно разлагаются с выделением О2 уже при комнатной температуре:

2КМnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑

Скорость разложения возрастает при нагревании.


Перманганаты – одни из сильнейших окислителей.

В сильно щелочной среде МnО4- восстанавливается до МnО4

2-:

2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O

в нейтральной – до МnO2:

2КМnO4 + 3K2SO3 + H2O = 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH

в кислой – до Мn2+:

2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 +

+ 8H2O


Марганец – легирующий элемент, улучшающий свойства стали, сплавов легких цветных металлов на основе алюминия

и магния.

Сплавы марганца с медью используют для изготовления лопастей турбин, винтов самолетов и других ответственных

деталей.

Циклопентадиенилтрикарбонилмарганец С5Н5Мn(СО)3 – антидетонатор моторного топлива.


Соли марганца – сырье для получения металлического марганца и МnО2, с помощью которых варят цветные стекла

и глазури, красят ткани.

Соли марганца – составная часть сиккативов, ускоряющих высыхание масляных красок.

Соли марганца – составной компонент микроудобрений, катализаторов.

Documents

Хром и марганец