Хром.
презентация к уроку по химии по теме

Хром — элемент побочной подгруппы шестой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24
электронная формула +24Cr 1s2|2s22p6|3s23p63d5|4s1
Физические свойства
Хром - серебристо-белый металл. Температура плавления 1890оС, плотность 7,19 г/см3. Чистый хром достаточно пластичен, а технический - самый твёрдый из всех металлов.Природный хром состоит из смеси пяти изотопов с массовыми числами 50, 52, 53, 54 ,56. 
Химические свойства
Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов.При высокой температуре хром горит в кислороде, образуя оксид Сг2Оз. to4Сг + ЗО2 = 2Сг2О3
Металлический хром при нагревании реагирует с галогенами, галогено-водородами, серой, азотом, фосфором, углём, кремнием и бором.Cr + 2HF = CrF2 + Н22Cr + N2 = 2CrN2Cr + 3S = Cr2S3Cr + Si = CrSi
Раскалённый хром реагирует с парами воды:2Сr + ЗН2О = Сг2О3 + ЗН2 * соли хрома (II), а если реакция протекает на воздухе - соли хрома (III).Сг + 2HCI = СгСl2 + Н2 4Cr + 12HCI + О2 = 4СrCl3 + 4Н2 + 2Н2О 
Оксиды и гидроксиды хрома:Хром образует следующие оксиды и гидроксиды:СrOСг(ОН)2Сг2O3Сг(ОН)3CrO3Н2СrO4
Оксид хрома (II) СгО и соответствующий ему Сг(ОН)2, проявляют основные свойства:СrO + 2HCI = CrCl2 + Н2O Оксид хрома (II) превращается в оксид хрома (III).Сr(ОН)2 получают в виде жёлтого осадка при действии раствора щёлочи на СrCl2 Сг2+ + 2ОН- = Сг(ОН)2Сг(ОН)2 - восстановительПри прокаливании превращается в Сг2О3Соединения хрома (II) легко окисляются кислородом воздуха в соединения хрома (III).2Сг(ОН)2 + 1/2О2 + Н2О = 2Сг(ОН)3
Cr(OH)2 = CrO + H2O
3CrO=Cr + Cr2o3
оксид хрома (III) Сг2О3 и гидроксид хрома (III) Сг(ОН)з - амфотерные соединения. Сг2О3 - тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твёрдости близок к корунду. Получается соединением элементов при высокой температуре.3 лаборатории получают нагреванием дихромата аммония:t° (NН4)2Сг2O7 = Сг2О3 + N2 + 4Н2OПри растворении оксида и гидроксида (III) в растворах щелечей образуются комплексные соединения хрома:Сг2О3 + 6NaOH + ЗН2О = 2Na3[(Cr(OH)6] при сплавлении - метахромитыt°Сг2О3 + 2КОН = 2КСrO2 + Н2О и ортохромитыt°Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3CrO3 + ЗН2О 
 С кислотами Cr2O3 и Cr(OH)3 дают соли хрома (III):Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3Н2О2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6Н2Опри прокаливании Cr(OH)3 образуется Сг2О3:to2Cr(OH)3 = Cr2o3 + 3Н2О
Оксид хрома (VI) СгО3 - кислотный оксид. Получение:К2Сг2О7 + H2SO4 = 2CrO3 + K2SO4 + Н2Оконц Сильный окислитель: окисляет йод, серу, фосфор, уголь, превращаясь в Сг2О33S + 4СгО3 = 3SO2 + 2Cr2O3при нагревании до 250°С разлагается:4СгО3 = 2Сг2О3 + ЗО2
СгО3 легко растворяется в воде, образуя хромовые кислоты. С избытком воды образует хромовую кислоту Н2CrO4 (соли - хроматы).СгОз + Н2О = Н2СгО4 При большой концентрации СгО3 образуется дихромовая кислота Н2Сг2О7(соли - дихроматы).2СгО3 + Н2О = Н2Сr2О7Дихромовая кислота при разбавлении переходит в хромовую кислоту:Н2Сr2О7 + Н2О - 2Н2СrО4
Хромовые кислоты существуют только в водном растворе.С возрастанием степени окисления основные свойства гидроксидов ослабевают, а кислотные усиливаются.Сr(ОН)2 - основной гидроксид Сr(ОН)3 - амфотерный гидроксид - кислотные свойства
Дихроматы получаются при действии на хроматы кислот:2 Na2Cr2O4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + Н2О Возможен и обратный переход при добавлении щелочей к растворам дихроматовNa2Cr2O7 + 2NaOH = 2Na2CrO4 + Н2ОРавновесие в системе хромат-дихромат можно представить следующими уравнениеми:2СгО42- + 2Н+ = Сг2О72- + Н2О Сг2О72- + 2ОН- = 2 CrO 42- + Н2О Для соединений хрома характерны окислительно - восстановительные реакции.
В кислых растворах существуют преимущественно дихроматы (растворы оранжевого цвета), а в щелочных - хроматы (растворы желтого цвета).
Степень окисления
Оксид
Гидроксид
Характер
Преобладающие формы в растворах
Примечания
+2
CrO (чёрный)
Не существует
Основный
Cr2+ (соли голубого цвета)
Очень сильный восстановитель
+3
Cr2O3(зелёный)
Cr(OH)3
Амфотерный
Cr3+ (зеленые или лиловые соли)[Cr(OH)4]- (зелёный)
+4
CrO2
не существует
Несолеобразующий
-
Встречается редко, малохарактерна
+6
CrO3(красный)
H2CrO4H2Cr2O7
Кислотный
CrO42- (хроматы, желтые)Cr2O72- (дихроматы, оранжевые)
Переход зависит от рН среды. Сильнейший окислитель, гигроскопичен, очень ядовит.
Характерные степени окисления
Применение:Хром является компонентом нержавеющих сталей. Стали, содержащие хром, являются жаропрочными и обладают высокой стойкостью к коррозии.К2Сг2О7 (хромпик), Na2Cr2O7 и (NH4)2Cr2O7 применяют для дубления кожи, в производстве спичек, красок, взрывчатых веществ.