Разноцветный мир хрома

XV Международный конкурс научно-исследовательских и творческих работ учащихся
Старт в науке

Разноцветный мир хрома

Россошанская М.А. 1
1Гимназия №157 имени принцессы Е.М. Ольденбургской
Кондратьева М.В. 1
1Гимназия №157 имени принцессы Е.М. Ольденбургской
Автор работы награжден дипломом победителя I степени
Текст работы размещён без изображений и формул.
Полная версия работы доступна во вкладке "Файлы работы" в формате PDF

Введение

Актуальность: В настоящее время для продолжения обучения в высшем учебном заведении каждый выпускник средней школы обязан сдать ЕГЭ. Те же, кто нацелен на продолжение изучения химической или медицинской наук, обязан быть готовым к сдаче ЕГЭ по химии. Не секрет, что ежегодно возрастает сложность второй части экзаменационных материалов. Строение и химические свойства переходных элементов в рамках базовой школы рассматриваются не очень глубоко. Поэтому, как нам, кажется, важно выделить значимые и особые свойства хрома в соединениях. Кодификатор вопросов по химии обращается к строению и химии d- элементов не менее, чем в 12 вопросах из 34. И, практически, в каждом из тренировочных вариантов соединения хрома обязательно фигурируют. Особенность работы состоит в том, что помимо приведенных необходимых выпускнику реакций, характеризующих разнообразные свойства соединений хрома, работа содержит большое количество экспериментальной работы. Яркие, окрашенные в цвета радуги растворы соединений хрома, выстраиваются в логический ряд сообразно свойствам и степеням окисления хрома.

Цель работы:

Изучить свойства хрома в соединениях, обращая внимание на его амфотерность и окислительно-восстановительные свойства.

Задачи:

Изучить имеющийся теоретический материал по амфотерным и окислительно - восстановительным свойствам хрома.

Выполнить эксперимент, подтверждающий переход хрома в разные степени окисления.

Представить результаты работы в компактном виде. Например, в виде мини-справочника или шпаргалки.

Объект исследования:

Разнообразные соединения хрома

Предмет исследования:

Изучение амфотерных и окислительно-восстановительных свойств соединений хрома.

Предпочтительные методы исследования:

сбор и первичная обработка сведений

постановка и выполнение эксперимента

наблюдение, сравнение известных и полученных данных

метод описания экспериментальной работы

систематизация и классификация информации

Практическая значимость и новизна:

Мы предлагаем выпускникам школ познакомиться с обобщающей работой по химии соединений хрома, снабженной многочисленным практическим материалом и иллюстрированной фотографиями результатов экспериментальной работы.

2.Краткий анализ изученной литературы

В далеком 1766 году Иоганн Готлоб Леман нашел на Урале минерал и назвал его «сибирским красным свинцом». Свинец в минерале был, но, кроме него, как установил через 30 лет (в 1797 году) французский химик Луи Никола Воклен, были еще кислород и неизвестный элемент. Воклен новый элемент выделил. Определил, что это - металл (фото 1,2). Дальнейшие исследования показали, что большинство соединений хром ярко окрашены, что и послужило причиной названия элемента - хром (от греч. χρῶμα (хрома) — цвет). А красный свинец оказался солью хромовой кислоты: Pb2CrO4. [5]

Фото 1,2. Металлический хром.

Химический элемент хром расположен в четвертом периоде в VI группе побочной (B) подгруппы Периодической таблицы. Относится к d – элементам и является металлом. Атом хрома состоит из положительно заряженного ядра (+24), внутри которого есть 24 протона и 28 нейтронов, а вокруг, по четырем орбитам движутся 24 электрона.

Рис.1. Схема строения атома хрома

Энергетическая диаграмма основного состояния показывает, что на последнем энергетическом уровне атом хрома имеет 6 неспаренных электронов и принимает следующий вид:

Валентные электроны, находящиеся на внешней 4s- и 3d- орбиталях, определяют удивительные химические свойства хрома. [7]

Хром имеет металлический тип кристаллической решетки, то есть в узлах решетки находятся как нейтральные атомы металла, так и катионы металлов. Между узлами кристаллической решетки свободно перемещается «электронный газ». Хром является одним из самых твердых и чистых металлов. Он устойчив на воздухе за счет пассивирования. Хорошо поддается механической обработке. Хром обладает всеми характерными для металлов свойствами – хорошо проводит тепло, электрический ток, имеет присущий большинству металлов блеск. Является антиферромагнетиком и парамагнетиком, при температуре 39 °C (точка Нееля) переходит из парамагнитного состояния в антиферромагнитное. Благодаря низкой химической активности, хром широко используется как хромирующий агент.

Тонкого слоя хрома на поверхность металлического изделия предупреждает коррозию металла. Хром — незаменимый компонент всех коррозионностойких сплавов, создавая на поверхности прочнейшую пленку из оксида Cr2O3, которая защищает основной металл. Оксид Cr2O3 способен выдерживать не только большие механические нагрузки, но и высокие температуры.

Хром — важнейший компонент кобальт-хромовых сплавов для изготовления всевозможных имплантатов, от которых требуется высокая прочность. Из таких сплавов делают стенты протезов.

В соединениях хром проявляет следующие степени окисления: 0, +2, +3, 6. В минимальной положительной степени окисления +2 соединения хрома проявляют основные и восстановительные свойства, в промежуточной +3 – амфотерные, восстановительные и окислительные свойства, в максимальной степени окисления +6 – только окислительные свойства. Таким образом, в разных степенях окисления хром проявляет, как окислительные, так и восстановительные свойства, с повышением положительной степени окисления характер оксидов и гидроксидов меняется от основного (+2) через амфотерный (+3) к кислотному (+6)

С ледует подчеркнуть, что соединения хрома в указанных степенях окисления всегда окрашены. Так, если степень хрома +2, то соединение окрашено в голубой цвет. Если +3, то в водных растворах разные оттенки зеленого или чернильно-фиолетового. Интересно окрашен безводный хлорид хрома (III) – необыкновенного фиолетового цвета (фото 3)

Фото 3.Безводный хлорид хрома (III)

Если, хром входит в состав хроматов, дихроматов, то его соли окрашены в желтый и оранжевые цвета. Ангидрид хромовой кислоты CrO3 окрашен в красно-сиреневый цвет (Рис 2.). Все соединения хрома (+6) – сильнейшие окислители [5].

Рис.2 Шкала окраски соединений хрома в зависимости от его степени кисления

3.Основная часть

3.1 Соединения хрома (II).

Как было сказано выше, соединения хрома (II) окрашены в голубой цвет и обладают сильными восстановительными свойствами. Поэтому получение солей хрома (+2) в водной среде, содержащей растворенный кислород, не позволяет получить данные соли. Практически сразу происходит окисление хрома в щелочной среде до следующей устойчивой степени окисления +3 по реакции:

4CrCl2 + 20 KOH + O2 + 2 H2O = 4K3[Cr(OH)6] + 8 KCl

При этом голубая окраска раствора изменяется на зеленую. Мы предприняли попытку получить раствор соли хлорида хрома (II) действием гранулы цинка на раствор хлорида хрома (III), согласно реакции: 2CrCl3 + Zn → 2CrCl2 + ZnCl2

Н а фото 3 видно, что цвет раствора в третьей пробирке отличается от цвета растворов в соседних. Гранула цинка также изменила свой цвет. Чем дольше гранула цинка находится в растворе, тем сильнее почернение. Металлический блеск сохранился только со дна гранулы и чуть сбоку. Нами был сделан вывод о возможном протекании процесса получения гидроксида хрома (II) в растворе. И в растворе появилась чёрная взвесь, которая маскирует синеватый оттенок раствора.

Фото 3. первая пробирка - свежеприготовленный раствор хлорида хрома (III); вторая - раствор хлорида хрома (III) через трое суток; третья - раствор хлорида хрома с гранулой цинка.

Соединения хрома (II) – сильные восстановители. Так, под действием кислорода воздуха гидроксид хрома (II) окисляется до гидроксида хрома (III): 4Cr(OН)2 + O2 + 2Н2О → 4Cr(OН)3

При действии на соли хрома(II) растворами щелочей выпадает жёлтый осадок гидроксида, не реагирующий с избытком щёлочи, но растворяющийся в разбавленных кислотах: CrCl2 + 2KOHCr(OH)2 +2KCl

Cr(OH)2 + H2SO4 → CrSO4 + H2O.

Амфотерные свойства соединений хрома (III)

3.2.1. Получение и изучение свойств оксида хрома (III)

Как следует из определения термина «амфотерность» - это способность проявлять как кислотные, так и основные свойства в зависимость от среды. Мы получили амфотерный оксид хрома (III) с помощью всеми любимого опыта - "Вулкан Беттгера" (фото 4.).

Р еакция разложения дихромата аммония протекает согласно уравнению:

(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + 4H2O

Фото 4. Термическое разложение дихромата аммония.

О пыт яркий, моделирующий извержение вулкана, нравится всем без исключения. Из жерла “вулкана” вырываются яркие оранжевые искры, с обильным образованием серо-зеленого оксида хрома (III) (фото 5.). Значительное увеличение объёма оксида хрома объясняется выделением газа азота. При разложении дихромата аммония ощущается слабый запах аммиака, поскольку соли аммония относятся к легко разлагаемым при нагревании соединениям.

Фото 5. Оксид хрома (III).

И звестно, что Cr2O3 химически очень устойчивый оксид и вступает во взаимодействие в мелкодисперсном состоянии. Однако, мы попытались изучить его амфотерные свойства, нагревая на спиртовке исследуемое вещество в щелочной и кислой средах. О протекании взаимодействия можно судить по появлению светло-зеленого окрашивания водной среды после нагревания реакционной смеси над пламенем спиртовки. Переход ионов хрома (3+) в водный раствор и придает зеленоватую окраску раствора (фото 6).

Фото 6. результат взаимодействия оксида хрома (III) с соляной кислотой (пробирка 1) и с гидроксидом натрия (пробирка 2).

Уравнения реакций представлены ниже:

1. Взаимодействие оксида хрома в килой среде

Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O

2. Взаимодействие оксида хрома в щелочной среде:

Cr2O3 + 3NaOH3Na3[Cr(OH)6] в присутствии воды

Cr2O3 + 2NaOH2NaCrO2 при сплавлении

Занимая промежуточную степень окисления +3, хром может проявлять как окислительные: Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3 , понижая степень окисления до 0 в простом веществе, так и восстановительные свойства, взаимодействуя при сплавлении с окислителями (в щелочной среде). Например:

Cr2O3 + 3KNO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2 , степень окисления хрома повышается от +3 в оксиде до +6 в образующемся хромате натрия.

П олучение и изучение свойств гидроксида хрома (III).

Будучи амфотерным основанием, Cr(OH)3 достаточно просто можно получить из растворов солей хрома (+3), добавляя по каплям щелочь. При этом наблюдается выпадение гелеобразного серо-зеленого осадка (фото 7) , согласно реакции:

CrCl3 + 3KOH → Cr(OH)3 ↓+ 3KCl

Фото 7. Гидроксид хрома (III).

П ри дальнейшем добавлении щелочи гидроксид хрома (III) растворяется с образованием комплексной соли: Cr(OH)3 + 3KOH →К3[Cr(OH)6]. Амфотерные свойства исследуемого гидроксида проявляются при взаимодействии Cr(OH)3 и с кислотами, с образованием раствора зеленого цвета по реакции: Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3 H2O. Иллюстрацией к обсуждаемому процессу является фото 8.

Фото 8.(пробирка 1- NaOH , пробирка 2- HCl)

Б ыло замечено, что растворы солей хрома (III) изменяют окраску с зеленой на чернильную при стоянии (фото 9.). Изменение окраски раствора объясняется существованием изомерных форм гидратных комплексов хрома (+3) [3]. Чем дольше стоит раствор соли хрома (III), тем увереннее он приобретает формулу гексагидратного комплекса, а не просто гидратированного иона. Выделенные в твердом состоянии кристаллические соли – гексагидрты окрашены в красивый насыщенный фиолетовый цвет.

Фото 9.(первый стакан - раствор CrCl3 при длительном стоянии, второй стакан с номером 1 – свежеприготовленный раствор CrCl3.

Хлориды хрома(III) проявляют несколько необычное свойство существовать в ряде различных химических форм (изомеров), которые различаются по количеству хлоридных анионов, координируемых с Cr(III) и водой кристаллизации. Различные формы существуют как в виде твердых тел, так и в водных растворах. Известно несколько членов ряда [CrCl 3−n(H2О)n]z+. Основной гексагидрат можно более точно описать как [CrCl 2(H 2 O)4]Cl · 2 H 2 O. Он состоит из катиона транс-[CrCl 2(H 2 O)4]+ и дополнительных молекул воды и хлоридного аниона в решетке. Известны два других гидрата - бледно-зеленый [CrCl(H2О)5]Cl 2 · H2o и фиолетовый [Cr(H2О)6]Cl 3 [3]. Аналогичное поведение наблюдается и с другими соединениями хрома(III). Медленные скорости реакции характерны для комплексов хрома(III). 

Низкая реакционная способность иона d3 Cr 3+ может быть объяснена с помощью теории кристаллического поля. Одним из способов открытия CrCl 3 до замещения в растворе является уменьшение даже следового количества CrCl 2, например, с использованием цинка в соляной кислоте. Это соединение хрома(II) легко подвергается замещению и может обмениваться электронами с CrCl 3 через хлоридный мостик, позволяя всем CrCl3 быстро реагировать.

Однако при наличии некоторого количества хрома(II) твердый CrCl3 быстро растворяется в воде. Аналогично реакции замещения лигандов растворов [CrCl2(H2O)4]+ ускоряются хромовыми(II) катализаторами.

С расплавленными хлоридами щелочных металлов , такими как хлорид калия, CrCl3 дает соли типа M3 CrCl6 и K3 Cr2 Cl9, которые также являются октаэдрическими, но где два хрома связаны тремя хлоридными мостиками. [1],[3].

3.3Изучение свойств соединений хрома (VI)

Кислотные свойства соединений

Будучи кислотным оксидом CrO3 легко, с выделением большого количества энергии взаимодействует с водой. В зависимости от стехеометрического состава смеси, возможно выделить три ряда солей: хроматы (желтого цвета фото 10), дихроматы (оранжевого цвета фото 11) и трихроматы (соли красного цвета фото 12).

Фото 10. Фото 11. Фото 12.

Хромат калия (K2CrO4 ) Дихромат калия (K2Cr2O7 ) Трихромат калия K2Cr3O10

В зависимости от среды, хроматы легко переходят в дихроматы и наоборот. В нейтральных и щелочных средах существуют соли хромовой кислоты, в кислых – двухромовой, согласно реакциям:

2K2CrO4 + 2HCl(разб.) → K2Cr2O7 + 2KCl + H2O

K2Cr2O7 + 2KOH → 2K2CrO4 + H2O

Кристаллические хроматы и их растворы в воде имеют желтый цвет. При их подкислении, например, добавлением небольшого количества разбавленной серной кислоты ионы CrO42- превращаются в дихроматные ионы Cr2O72-, отщепляя воду, и приобретают оранжевый цвет.

Фото 13. Покисленный раствор приобрел оранжевый оттенок

Фото 14. оранжевый оттенок приобрел желтый цвет при подщелачивании раствора.

3.3.2.Окислительные свойства соединений хрома (VI)

Соединения хрома в максимальной степени окисления представляют собой сильнейшие окислители. И не смотря на снижение окислительных свойств при переходе от кислой через нейтральную к щелочной среде, окислительные свойства соединений хрома (+6) сохраняются. Ниже приведены реакции взаимодействия солей хрома в максимальной степени окисления в различных средах. В нейтральной среде оранжевый цвет исходного раствора изменяется, одновременно образуется серо-зеленый осадой гидроксида хрома (III) :

K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3Na2SO4 + 2KOH

В щелочной среде желтый цвет раствора изменяется на зеленый, одновременно выпадает муть, образовавшейся элементарной серы.

2K2CrO4 + 3NH4HS + 2H2O + 2KOH → 3S + 2K3[Cr(OH)6] + 3NH3

В кислой среде оранжевый цвет изменяется на зеленый, одновременно выпадает темный осадок йода (фото 15):

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

Фото 15. Раствор изменил окраску на болотную, на дне и стенках пробирки виды кристаллы йода.

Изученные окислительные свойства солей хрома (VI) имеют первостепенное значение для реакций органического синтеза.[6], [2] , [4].

Обобщение изложенного материала (мини-шпаргалка)

Предлагаем обобщить представленный материал в виде обобщающей таблицы (1).

Таблица 1. Обобщающие сведения по соединения хрома.

Степень окисления хрома в соединении

+2

+3

+6

Оксид хрома

CrO

Cr2O3

CrO3

Гидроксид хрома

Cr(OH)2

Cr(OH)3

В свободном состоянии не встречаются

Примеры солей

CrCl2

CrCl3

Na2CrO4,

Na2CrO4

Характер свойств оксидов, гидроксов

Основные

Амфотерные

Кислотные

Окислительно- восстановительные свойства

Восстановители

Восстановители и окислители

Только окислители

Заключение

В заключении хочется отметить, что в результате проделанной работы было экспериментально доказано, получено и зафиксирована окраска каждого из соединений. Не секрет, что многие практические работы по химии проводятся виртуально. Ученики лишены возможности самостоятельно вести наблюдения за изменением окраски растворов, происходящих в результате химических превращений. К каждому эксперименту привязана реакция, подтверждающая тезис о химических свойствах хрома в той или иной степени окисления. Проведен поиск ответа на вопрос: почему при стоянии водные растворы солей хрома (III) изменяют цвет.

6. Выводы:

Проведен литературный поиск по теме исследования

Выполнен соответствующий эксперимент. Зафиксирована окраска полученных продуктов.

Все экспериментальные данные обоснованы и «привязаны» к химическим превращениям.

Составлена мини-шпаргалка для подготовки к ЕГЭ

7. Список использованной литературы:

[1] Гринвуд, Норман Н.; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеман. стр. 1020. ISBN 978-0-08-037941-8.

[2]Лидин Р. A., Молочко В. А., Андреева Л. Л. “Химические свойства неорганических веществ. Учебное пособие для вузов” Издание: Химия, Москва, 2000 г., 480 стр., ISBN: 5-7245-1163-0

[3]Уэллс А. Ф., Структурная неорганическая химия, 5-е изд., Издательство Оксфордского университета, Оксфорд, Великобритания, 1984.

[4]Степанов В.Н.- CHEMEGE.RUURL: https://chemege.ru/chrom/

[5]Научно-популярный журнал «Химия и жизнь»-Москва – URL-https://www.hij.ru/

[6]Chem21.info-Справочник химика 21 – URL: https://chem21.info/index/

[7]SolverBook - онлайн сервисы для учебы, 2015-URL: http://ru.solverbook.com/spravochnik/ximiya/11-klass/stroenie-atoma/xrom/

Просмотров работы: 30