АЛЮМИНИЙ

Алюминий – элемент с порядковым номером 13, относительной атомной массой – 26,98154. Находится в III периоде, III группе, главной подгруппе. Электронная конфигурация: 1s22s22p63s23p13d0. Устойчивая степень окисления алюминия – «+3». Образующийся при этом катион обладает оболочкой благородного газа, что способствует его устойчивости, но отношение заряда к радиусу, то есть концентрация заряда, достаточно высоки, что повышает энергию катиона. Эта особенность приводит к тому, что алюминий наряду с ионными соединениями образует целый ряд ковалентных соединений, а его катион подвергается в растворе значительному гидролизу.

Валентность I алюминий может проявлять только при температуре выше 1500оС. Известны Al2O и AlCl.

По физическим свойствам алюминий – типичный металл, с высокой тепло- и электропроводностью, уступающий только серебру и меди. Потенциал ионизации алюминия не очень высок, поэтому от него можно было бы ожидать большой химической активности, но она значительно снижена из-за того, что на воздухе металл пассивируется за счет образования на его поверхности прочной оксидной пленки. Если металл активизировать: а) механически удалить пленку, б) амальгамировать (привести во взаимодействие с ртутью), в) использовать порошок, то такой металл становится настолько реакционноспособным, что взаимодействует даже с влагой и кислородом воздуха, разрушаясь при этом в соответствии с процессом:

4(Al,Hg) +3O2 + 6H2O = 4Al(OH)3 + (Hg)

 

Взаимодействие с простыми веществами.

1. Порошкообразный алюминий при сильном нагревании реагирует с кислородом. Эти условия нужны из-за пассивации, а сама реакция образования оксида алюминия сильно экзотермична – выделяется 1676 кДж/моль теплоты.

2. С хлором и бромом реагирует при стандартных условиях, способен даже загораться в их среде. Не реагирует только с фтором, т.к. фторид алюминия, подобно оксиду, образует на поверхности металла защитную солевую пленку. С иодом реагирует при нагревании и в присутствии воды как катализатора.

3. С серой реагирует при сплавлении, давая сульфид алюминия состава Al2S3.

4. C фосфором также реагирует при нагревании с образованием фосфида: AlP.

5. Непосредственно с водородом алюминий не взаимодействует.

6. С азотом взаимодействует при 800оС, давая нитрид алюминия (AlN). Следует сказать, что горение алюминия на воздухе происходит примерно при таких температурах, поэтому продуктами горения (с учетом состава воздуха) являются одновременно и оксид, и нитрид.

7. С углеродом алюминий взаимодействует при еще более высокой температуре: 2000оС. Карбид алюминия состава Al4C3 относится к метанидам, в его составе нет связей С-С, и при гидролизе выделяется метан: Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4

Взаимодействие со сложными веществами

1. С водой активированный (лишенный защитной пленки) алюминий активно взаимодействует с выделением водорода: 2Al (акт.) + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2 Гидроксид алюминия получается в виде белого рыхлого порошка, отсутствие пленки не мешает прохождению реакции до конца.

2. Взаимодействие с кислотами: а) С кислотами-неокислителями алюминий активно взаимодействует в соответствии с уравнением: 2Al + 6H3O+ + 6H2O = 2[Al(H2O)6]3+ + 3H2,

б) С кислотами-окислителями взаимодействие происходит со следующими особенностями. Концентрированные азотная и серная кислоты, а также очень разбавленная азотная кислота пассивируют алюминий (быстрое окисление поверхности приводит к образованию оксидной пленки) на холоду. При нагревании пленка нарушается, и реакция проходит, но из концентрированных кислот при нагревании выделяются только продукты их минимального восстановления: 2Al + 6H2SO4(конц) = Al2(SO4)3 + 3SO2 6H2O Al + 6HNO3(конц) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O С умеренно разбавленной азотной кислотой в зависимости от условий реакции можно получить NO, N2O, N2, NH4+.

3. Взаимодействие со щелочами. Алюминий является амфотерным элементом (по химическим свойствам), т.к. обладает достаточно большой для металлов электроотрицательностью – 1,61. Поэтому он достаточно легко растворяется в растворах щелочей с образованием гидроксокомплексов и водорода. Состав гидроксокомплекса зависит от соотношения реагентов: 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2 2Al + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Al(OH)6] + 3H2 Соотношение алюминия и водорода определяется электронным балансом происходящей между ними окислительно-восстановительной реакции и от соотношения реагентов не зависит.

4. Низкий потенциал ионизации и большое сродство к кислороду (большая устойчивость оксида) приводят к тому, что алюминий активно взаимодействует с оксидами многих металлов, восстанавливая их. Реакции проходят при начальном нагревании с дальнейшим выделением теплоты, так что температура повышается до 1200о – 3000оС. Смесь 75% алюминиевого порошка и 25% (по массе) Fe3O4 называют «термитом». Раньше реакцию горения этой смеси использовали для сварки рельсов. Восстановление металлов из оксидов при помощи алюминия называется алюмотермией и используется в промышленности как способ получения таких металлов как марганец, хром, ванадий, вольфрам, ферросплавы.

5. С растворами солей алюминий взаимодействует двумя разными способами. 1. Если в результате гидролиза раствор соли имеет кислую или щелочную среду, происходит выделение водорода (с кислыми растворами реакция идет только при значительном нагревании, т.к. защитная оксидная пленка лучше растворяется в щелочах, чем в кислотах). 2Al + 6KHSO4 + (H2O) = Al2(SO4)3 + 3K2SO4 +3H2 2Al + 2K2CO3 + 8H2O = 2K[Al(OH)4] + 2KHCO3 + 3H2. 2. Алюминий может вытеснять из состава соли металлы, стоящие в ряду напряжения правее, чем он, т.е. фактически будет окисляться катионами этих металлов. Из-за оксидной пленки эта реакция проходит не всегда. Например, хлорид-анионы способны нарушать пленку, и реакция 2Al + 3FeCl2 = 2AlCl3 + 3Fe проходит, а аналогичная реакция с сульфатами при комнатной температуре не пойдет. С активированным алюминием любое взаимодействие, не противоречащее общему правилу, пойдет.

Соединения алюминия.

1. Оксид (Al2O3). Известен в виде нескольких модификаций, большинство из которых очень прочны и химически инертны. Модификация α-Al2O3 встречается в природе в виде минерала корунд. В кристаллической решетке этого соединения катионы алюминия иногда частично замещены на катионы других металлов, что придает минералу окраску. Примесь Cr(III) дает красный цвет, такой корунд – это уже драгоценный камень рубин. Примесь Ti(III) и Fe(III) дает сапфир синего цвета. Химически активна аморфная модификация. Оксид алюминия – типичный амфотерный оксид, реагирующий как с кислотами и кислотными оксидами, так и со щелочами и основными оксидами, причем со щелочами предпочтительнее. Продукты реакции в растворе и в твердой фазе при сплавлении отличаются: Na2O + Al2O3 = 2NaAlO2 (сплавление) – метаалюминат натрия, 6NaOH + Al2O3 = 2Na3AlO3 + 3H2O↑ (сплавление) – ортоалюминат натрия, Al2O3 + 3CrO3 = Al2(CrO4)3 (сплавление) – хромат алюминия. Кроме оксидов и твердых щелочей алюминий при сплавлении реагирует с солями, образованными летучими кислотными оксидами, вытесняя их из состава соли: K2CO3 + Al2O3 = 2KAlO2 + CO2↑ Реакции в растворе: Al2O3 + 6HCl = 2[Al(H2O)6]3+ + 6Cl1- + 3H2O Al2O3 +2 NaOH + 3H2O =2 Na[Al(OH)4] – тетрагидроксоалюминат натрия. Тетрагидроксоалюминат-анион на самом деле является тетрагидроксодиакваанионом [Al(OH)4(H2O)2]1-, т.к. координационное число 6 для алюминия предпочтительнее. При избытке щелочи образуется гексагидроксоалюминат: Al2O3 + 6NaOH + 3H2O = 2Na3[Al(OH)6]. Кроме кислот и щелочей можно ожидать реакций с кислыми солями: 6KHSO4 + Al2O3 = 3K2SO4 + Al2(SO4)3 + 3H2O.



3. Гидроксиды алюминия. Известно два гидроксида алюминия – метагидроксид –AlO(OH) и ортогидроксид – Al(OH)3. Оба они в воде не растворяются, но также являются амфотерными, поэтому растворяются в растворах кислот и щелочей, а также солей, имеющих кислую или щелочную среду в результате гидролиза. При сплавлении гидроксиды реагируют аналогично оксиду. Как все нерастворимые основания гидроксиды алюминия при нагревании разлагаются: 2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O. Растворяясь в щелочных растворах, гидроксиды алюминия не растворяются в водном аммиаке, поэтому их можно осадить аммиаком из растворимой соли: Al(NO3)3 + 3NH3 + 2H2O = AlO(OH)↓ + 3NH4NO3, по этой реакции получается именно метагидроксид. Осадить гидроксид действием щелочей сложно, т.к. получившийся осадок легко растворяется, и суммарная реакция имеет вид: AlCl3 +4 NaOH = Na[Al(OH)4] + 3NaCl

4. Соли алюминия. Почти все соли алюминия хорошо растворимы в воде. Нерастворимы фосфат AlPO4 и фторид AlF3. Т.к. катион алюминия имеет большую концентрацию заряда, его аквакомплекс приобретает свойства катионной кислоты: [Al(H2O)6]3+ + H2O = H3O+ + [Al(H2O)5(OH)]2+, т.е. соли алюминия подвергаются сильному гидролизу по катиону. В случае солей слабых кислот из-за взаимного усиления гидролиза по катиону и аниону гидролиз становится необратимым. В растворе полностью разлагаются водой или не могут быть получены по реакции обмена карбонат, сульфит, сульфид и силикат алюминия: Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ 2Al(NO3)3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6KNO3. Для некоторых солей гидролиз становится необратимым при нагревании. Влажный ацетат алюминия при нагревании разлагается в соответствии с уравнением: 2Al(OOCCH3)3 + 3H2O = Al2O3 + 6CH3COOH↑ В случае галогенидов алюминия разложению соли способствует уменьшение растворимости газообразных галогеноводородов при нагревании: AlCl3 + 3H2O = Al(OH)3↓ + 3HCl↑. Из галогенидов алюминия только фторид является ионным соединением, остальные галогениды – ковалентные соединения, их температуры плавления существенно ниже, чем у фторида, хлорид алюминия способен возгоняться. При очень высокой температуре в парах находятся одиночные молекулы галогенидов алюминия, имеющие плоское треугольное строение из-за sp2-гибридизации атомных орбиталей центрального атома. Основное состояние этих соединений в парах и в некоторых органических растворителях – это димеры, например, Al2Cl6. Галогениды алюминия являются сильными кислотами Льюиса, т.к. имеют вакантную атомную орбиталь. Растворение в воде, поэтому происходит с выделением большого количества теплоты. Интересным классом соединений алюминия (как и других трехвалентных металлов) являются квасцы – 12-водные двойные сульфаты MI MIII(SO4)2, которые при растворении как все двойные соли дают смесь соответствующих катионов и анионов.

5. Комплексные соединения. Рассмотрим гидроксокомплексы алюминия. Это соли, в которых комплексная частица является анионом. Все соли растворимые. Разрушаются при взаимодействии с кислотами. При этом сильные кислоты растворяют образующийся ортогидроксид, а слабые или соответствующие им кислотные оксиды (H2S, CO2, SO2) его осаждают: K[Al(OH)4] +4HCl = KCl + AlCl3 + 4H2O K[Al(OH)4] + CO2 = Al(OH)3↓ + KHCO3

При прокаливании гидроксоалюминаты превращаются в орто - или метаалюминаты, теряя воду.

 

 

Железо

Элемент с порядковым номером 26, с относительной атомной массой 55,847. Относится к 3d-семейству элементов, имеет электронную конфигурацию: [Ar]3d64s2 и в периодической системе находится в IV периоде, VIII группе, побочной подгруппе. В соединениях железо преимущественно проявляет степени окисления +2 и +3. Ион Fe3+ имеет наполовину заполненную d-электронную оболочку, 3d5, что придает ему дополнительную устойчивость. Значительно труднее достигаются степени окисления +4, +6, +8.

По физическим свойствам железо – серебристо-белый, блестящий, относительно мягкий, ковкий, легко намагничивающийся и размагничивающийся металл. Температура плавления 1539оС. Имеет несколько аллотропных модификаций, отличающихся типом кристаллической решетки.

Свойства простого вещества.

1. При горении на воздухе образует смешанный оксид Fe3O4, а при взаимодействии с чистым кислородом – Fe2O3. Порошкообразное железо пирофорно – самовоспламеняется на воздухе.

2. Фтор, хлор и бром легко реагируют с железом, окисляя его до Fe3+. С иодом образуется FeJ2, так как трехвалентный катион железа окисляет иодид-анион, в связи с чем, соединения FeJ3 не существует.

3. По аналогичной причине не существует соединения Fe2S3, а взаимодействие железа и серы при температуре плавления серы приводит к соединению FeS. При избытке серы получается пирит – дисульфид железа (II) – FeS2. Образуются также нестехиометрические соединения.

4. С остальными неметаллами железо реагирует при сильном нагревании, образуя твердые растворы или металлоподобные соединения. Можно привести реакцию, идущую при 500оС: 3Fe + C = Fe3C. Такое соединение железа и углерода называется цементит.

5. Со многими металлами железо образует сплавы.

6. На воздухе при комнатной температуре железо покрыто оксидной пленкой, поэтому с водой не взаимодействует. Взаимодействие с перегретым паром дает следующие продукты: 3Fe + 4H2O (пар) = Fe3O4 + 4H2↑. В присутствии кислорода железо взаимодействует даже с влагой воздуха: 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3. Приведенное уравнение отражает процесс ржавления, которому подвергается в год до 10% металлических изделий.

7. Так как железо стоит в ряду напряжения до водорода, оно легко реагирует с кислотами-неокислителями, но окисляется при этом только до Fe2+.

8. Концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо, но при нагревании реакция происходит. Разбавленная азотная кислота реагирует и при комнатной температуре. Со всеми кислотами-окислителями железо дает соли железа (III) (по некоторым сведениям, с разбавленной азотной кислотой возможно образование нитрата железа (II) ), а восстанавливает HNO3 (разб.) до NO, N2O, N2, NH4+ в зависимости от условий, а HNO3 (конц.) – до NO2 из-за нагревания, которое необходимо для прохождения реакции.

9. Железо способно реагировать с концентрированными (50%) щелочами при нагревании: Fe + 2KOH + 2H2O = K2[Fe(OH)4] + H2

10. Реагируя с растворами солей менее активных металлов, железо вытеняет эти металлы из состава соли, превращаясь в двухвалентный катион: CuCl2 + Fe = FeCl2 + Cu.

 

Свойства соединений железа.

Fe2+ Отношение заряда к радиусу данного катиона близко к таковому у Mg2+, поэтому химическое поведение оксида, гидроксида и солей двухвалентного железа подобно поведению соответствующих соединений магния. В водном растворе катион двухвалентного железа образует аквакомплекс [Fe(H2O)6]2+ бледно-зеленого цвета. Этот катион легко окисляется даже прямо в растворе кислородом воздуха. В растворе FeCl2 содержатся комплексные частицы [Fe(H2O)4Cl2]0. Концентрация заряда такого катиона невелика, поэтому гидролиз солей умеренный.

1. FeO - основной оксид, черного цвета, в воде не растворяется. Легко растворяется в кислотах. При нагревании свыше 5000С диспропорционирует: 4FeO = Fe + Fe3O4. Он может быть получен при осторожном прокаливании соответствующих гидроксида, карбоната и оксалата, тогда как термическое разложение других солей Fe2+ приводит к образованию оксида трехвалентного железа: FeC2O4 = FeO + CO↑ + CO2­↑ , но 2 FeSO4= Fe2O3 + SO2↑ + SO3↑ 4Fe(NO3)2 = 2Fe2O3 + 8NO2↑ + O2↑ Сам оксид железа (II) может выступать как окислитель, например, при нагревании идет реакция: 3FeO + 2NH3 = 3Fe + N2↑ +3H2O

2. Fe(OH)2 – гидроксид железа (II) – нерастворимое основание. Реагирует с кислотами. С кислотами-окислителями происходит одновременно кислотно-основное взаимодействие и окисление до трехвалентного железа: 2Fe(OH)2 + 4H2SO4(конц) = Fe2(SO4)3 + SO2↑ + 4H2O. Может быть получен по обменной реакции из растворимой соли. Это соединение белого цвета, которое на воздухе сначала зеленеет из-за взаимодействия с влагой воздуха, а затем буреет из-за окисления кислородом воздуха: 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3.

3. Соли. Как уже говорилось, большинство солей Fe(II) медленно окисляются на воздухе или в растворе. Наиболее устойчивой к окислению является соль Мора – двойной сульфат железа (II) и аммония: (NH4)2Fe(SO4)2.6H2O. Катион Fe2+ легко окисляется до Fe3+, поэтому большинство окислителей, в частности, кислоты-окислители окисляют соли двухвалентного железа. При обжиге сульфида и дисульфида железа получается оксид железа (III) и оксид серы (IV): 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑ Сульфид железа (II) растворяется также в сильных кислотах: FeS + 2HCl = FeCl2 + 2H2S↑ Карбонат железа (II) нерастворим, тогда как гидрокарбонат в воде растворяется.

Fe3+ По отношению заряда к радиусу данный катион соответствует катиону алюминия, поэтому свойства соединений катиона железа (III) аналогичны соответствующим соединениям алюминия.

Fe2O3 – гематит, амфотерный оксид, у которого преобладают основные свойства. Амфотерность проявляется в возможности сплавления с твердыми щелочами и карбонатами щелочных металлов: Fe2O3 + 2NaOH = H2O↑ + 2NaFeO2 – желтого или красного цвета, Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2↑. Ферраты (II) разлагаются водой с выделением Fe2O3.nH2O.

Fe3O4 - магнетит, вещество черного цвета, которое можно рассматривать либо как смешанный оксид – FeO.Fe2O3, либо как оксометаферрат (III) железа (II): Fe(FeO2)2. При взаимодействии с кислотами дает смесь солей: Fe3O4 + 8HCl = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O.

Fe(OH)3 или FeO(OH) – красно-бурый студенистый осадок, амфотерный гидроксид. Кроме взаимодействий с кислотами реагирует с горячим концентрированным раствором щелочи и сплавляется с твердыми щелочами и карбонатами: Fe(OH)3 + 3KOH = K3[Fe(OH)6].

Соли. Большинство солей трехвалентного железа растворимо. Так же как соли алюминия, они подвергаются сильному гидролизу по катиону, который в присутствии анионов слабых и нестойких или нерастворимых кислот может стать необратимым: 2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3 + 3CO2↑ + 6NaCl. При кипячении раствора хлорида железа (III) гидролиз также можно сделать необратимым, т.к. растворимость хлороводорода как любого газа при нагревании уменьшается и он уходит из сферы реакции: FeCl3 + 3H2O = Fe(OH)3 + 3HCl↑ ( при нагревании).

Окислительная способность данного катиона очень высока, особенно, по отношению к превращению в катион Fe2+: Fe3+ + ē = Fe2+ φo=0,77в. В результате чего:

а) растворы солей трехвалентного железа окисляют все металлы вплоть до меди: 2Fe(NO3)3 + Cu = 2Fe(NO3)2 + Cu(NO3)2,

б) обменные реакции с солями, содержащими легко окисляемые анионы, проходят одновременно с их окислением: 2FeCl3 + 2KJ = FeCl2 + J2 + 2KCl 2FeCl3 + 3Na2S = 2FeS + S + 6NaCl

2FeBr3 + 2KCN = 2FeBr2 + (CN)2↑ + 2KBr

Как и другие трехвалентные катионы, железо (III) способно к образованию квасцов – двойных сульфатов с катионами щелочных металлов или аммония, например: NH4Fe(SO4)2.12H2O.

Комплексные соединения. Оба катиона железа склонны к образованию анионных комплексов, особенно железо (III). FeCl3 + KCl = K[FeCl4], FeCl3 + Cl2 = Cl+[FeCl4]-. Последняя реакция отражает действие хлорида железа (III) как катализатора электрофильного хлорирования. Интерес представляют цианидные комплексы: 6KCN + FeSO4 = K4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (II) калия, желтая кровяная соль. 2K4[Fe(CN)6] + Cl2 = 2K3[Fe(CN)6] + 2KCl – гексацианоферрат (III) калия, красная кровяная соль. Комплекс двухвалентного железа дает с солью трехвалентного железа синий осадок или раствор в зависимости от соотношения реагентов. Такая же реакция происходит между красной кровяной солью и любой солью двухвалентного железа. В первом случае осадок называли берлинской лазурью, во втором – турнбулевой синью. Позже выяснилось, что, по крайней мере, растворы имеют одинаковый состав: K[Fe2(CN)6] – гексацианоферрат железа (II,III) калия. Описанные реакции являются качественными на наличие в растворе соответствующих катионов железа. Качественной реакцией на наличие катиона трехвалентного железа является появленме кроваво-красной окраски при взаимодействии с тиоцианатом (роданидом) калия:2FeCl3 + 6KCNS = 6KCl + Fe[Fe(CNS)6].

Fe+6. Степень окисления +6 для железа малоустойчива. Удается получить только анион FeO42-, который существует только при pH>7-9, но при этом является сильным окислителем.

Fe2O3 + 4KOH + 3KNO3 = 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O

Fe (опилки) + H2O + KOH + KNO3 = K2FeO4 + KNO2 + H2

2Fe(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6KCl + 6H2O

Fe2O3 + KClO3 + 4KOH = 2K2FeO4 + KCl + 2H2O

4K2FeO4 + 6H2O = 4FeO(OH)↓ + 8KOH + 3O2

4BaFeO4 (нагревание) = 4BaO + 2Fe2O3 + 3O2

2K2FeO4 + 2CrCl3 + 2HCl = FeCl3 + K2Cr2O7 + 2KCl + H2O

 

Получение железа в промышленности:

А) доменный процесс: Fe2O3 + C = 2FeO + CO↑

FeO + C = Fe + CO↑

FeO + CO = Fe + CO2

Б) алюмотермия: Fe2O3 + Al = Al2O3 + Fe

 

 

ХРОМ – элемент с порядковым номером 24, с относительной атомной массой 51,996. Относится к 3d-семейству элементов, имеет электронную конфигурацию [Ar]3d54s1 и в периодической системе находится в IV периоде, VI группе, побочной подгруппе. Возможные степени окисления: +1, +2, +3, +4, +5, +6. Из них наиболее устойчивыми являются +2, +3, +6, а минимальной энергией обладает +3.

По физическим свойствам хром – серовато-белый, блестящий, твердый металл с температурой плавления 1890оС. Прочность его кристаллической решетки обусловлена наличием пяти неспаренных d-электронов, способных к частичному ковалентному связыванию.

Химические свойства простого вещества.

При низких температурах хром инертен из-за наличия оксидной пленки, не взаимодействует с водой и воздухом.

1. С кислородом взаимодействует при температурах выше 600оС. При этом образуется оксид хрома (III) – Cr2O3.

2. Взаимодействие с галогенами происходит по-разному: Cr + 2F2 = CrF4 (при комнатной температуре), 2Cr + 3Cl2(Br2) = 2CrCl3(Br3), Cr + J2 = CrJ2 (при значительном нагревании). Следует сказать, что иодид хрома (III) может существовать и получается по обменной реакции в виде кристаллогидрата CrJ3.9H2O, но его термическая устойчивость невелика, и при нагревании он разлагается на CrJ2 и J2.

3. При температуре выше 120оС хром взаимодействует с расплавленной серой, давая сульфид хрома (II) – CrS (черного цвета).

4. При температурах выше 1000оС хром реагирует с азотом и углеродом, давая нестехиометрические, химически инертные соединения. Среди них можно отметить карбид с примерным составом CrC, который по твердости приближается к алмазу.

5. С водородом хром не реагирует.

6. Реакция с водяным паром проходит следующим образом: 2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2

7. Реакция с кислотами-неокислителями происходит достаточно легко, при этом образуется аква-комплекс [Cr(H2O)6]2+ небесно-голубого цвета, который устойчив только в отсутствие воздуха или в атмосфере водорода. В присутствии кислорода реакция идет иначе: 4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O. Разбавленные кислоты, насыщенные кислородом, даже пассивируют хром за счет образования на поверхности прочной оксидной пленки.

8. Кислоты- окислители: азотная кислота любой концентрации, серная концентрированная, хлорная кислота пассивируют хром так, что после обработки поверхности этими кислотами он уже не реагирует и с другими кислотами. Пассивация снимается при нагревании. При этом получаются соли хрома (III) и диоксиды серы или азота (из хлорной кислоты – хлорид). Пассивация за счет образования солевой пленки происходит при взаимодействии хрома с фосфорной кислотой.

9. Непосредственно со щелочью хром не реагирует, но вступает в реакцию со щелочными расплавами с добавлением окислителей: 2Cr + 2Na2CO3(ж) + 3O2 = 2Na2CrO4 + 2CO2

10. Хром способен реагировать с растворами солей, вытесняя менее активные металлы (стоящие правее него в ряду напряжения) из состава соли. Сам хром при этом превращается в катион Cr2+.






Дата добавления: 2015-07-24; просмотров: 818; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию, введите в поисковое поле ключевые слова и изучайте нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам понравился данный ресурс вы можете рассказать о нем друзьям. Сделать это можно через соц. кнопки выше.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2017 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.096 сек.