Хром и кислород - Химия доклад

Хром и кислород - Химия доклад





































Главная

Химия
Хром и кислород

Хром - твёрдый блестящий металл. Хром входит в состав нержавеющих, кислотоупорных, жаропрочных сталей. Соединения хрома. Кислород – самый распространенный элемент земной коры. Получение и свойства кислорода. Применение кислорода.


посмотреть текст работы


скачать работу можно здесь


полная информация о работе


весь список подобных работ


Нужна помощь с учёбой? Наши эксперты готовы помочь!
Нажимая на кнопку, вы соглашаетесь с
политикой обработки персональных данных

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Хром ( Chromium ). Хром содержится в земной коре в количестве 0,02%. В природе он встречается главным образом в виде хромистого железняка FeO•Cr 2 O 3 , богатые месторождения которого имеются в Казахстане и Урале.
При восстановления хромистого железняка углём появляется сплав хрома с железом- феррохром , который непосредственно используется в металлургической промышленности при производстве хромистых сталей. Для получения чистого хрома сначала получают оксид хрома (III), а затем восстанавливают его алюминотермическим способом.
Хром представляет собой твёрдый блестящий металл, плавящийся при 1890?С; плотность его 7,19 г/см 3 . При комнатной температуре хром стоек к воде и к воздуху. Разбавленные серная и соляная кислоты растворяют хром с выделением водорода. В холодной концентрированной азотной кислоте хром нерастворим и после обработки ею становится пассивным.
Металлический хром используется для хромирования, а также в качестве одного из важнейших компонентов легированных сталей. Введение хрома в сталь повышает её устойчивость против коррозии как в водных средах при обычных температурах, так и в газах при повышенных температурах. Кроме того, хромистые стали, обладают повышенной твёрдостью. Хром входит в состав нержавеющих, кислотоупорных, жаропрочных сталей.
Хром образует три оксида: оксид хрома ( II ) , или закись хрома , CrO, имеющий основной характер, оксид хрома ( III ) , или окись хрома , Cr 2 O 3 , проявляющий амфотерные свойства, и окись хрома( VI ) , или хромовый ангидрид , CrO 3 - кислотный оксид. Соответственно этим трём оксидам известны и три ряда соединений хрома.
Соединения хрома ( II ). При растворении хрома в соляной кислоте получается раствор голубого цвета, содержащий хлорид хрома ( II ) CrCl 2 . Если к этому раствору прилить щелочи, то выпадает желтый осадок - гидроксид хрома ( II ) Cr(OH) 2 . Соединения хрома (II)неустойчивы и быстро окисляются кислородом воздуха в соединения хрома (III).
Соединения хрома ( III ). Оксид хрома ( III ) , Cr 2 O 3 представляет собой тугоплавкое вещество зелёного цвета, применя6емое под названием зелёного крона для приготовления клеевой и масляной красок. При сплавлении с силикатами оксид хрома (III) окрашивает их в зелёный цвет и поэтому служит для окраски стекла и фарфора. Cr 2 O 3 входит также в состав полирующих средств.
Гидроксид хрома ( III ) Cr(OH) 3 выпадает в виде синевато-серого осадка при действии щелочей на соли хрома (III):
Подобно гидроксидам алюминия и цинка, он имеет амфотерный характер и растворяется в кислотах с образованием солей хрома (III), а в щелочах - изумрудно-зелёных растворов хримотов , например:
Хромиты, полученные сплавлением Cr 2 O 3 с оксидами других металлов и известные главным образом для двухвалентных металлов, имеют состав, отвечающий формуле М(CrO 2 ) 2 , и представляют собой соли метахромистой кислоты HcrO 2 . к ним относится и природный хромистый железняк Fe(CrO 2 ) 2 .
Из солей хрома (III) самой распространённой является двойная соль хрома и калия - хромокалиевые квасцы KCr(SO 4 ) 2 •12H 2 O, образующие сине-фиолетовые кристаллы.
Соли хрома (III) во многом похожи на соли алюминия. В водных растворах они сильно гидролизованы и легко превращаются в основные соли. Со слабыми кислотами хром (III), подобно алюминию, солей не образует.
Соединения хрома ( VI ). Важнейшими соединениями хрома (VI) являются триоксид хрома , или хромовый ангидрид , CrO 3 и соли отвечающих ему кислот - хромовой H 2 CrO 4 и двухромовой H 2 CrO 7 . Обе кислоты существуют только в водном растворе и при попытках выделить их из раствора, распадаются на хромовый ангидрид и воду; но соли их достаточно стойки. Соли хромовой кислоты называются хроматами , а двухромовой - бихроматами или дихроматами .
Почти все хроматы имеют желтую окраску. Некоторые из них применяются в качестве красок. Например, нерастворимый в воде хромат свинца PbCrO 4 , под названием желтый крон , служит для приготовления желтой масляной краски.
При подкислении раствора какого-нибудь хромата, например, хромата калия K 2 CrO 4 , чисто-желтая окраска раствора сменяется на оранжевую вследствие перехода ионов CrO 2- 4 в ионы Cr 2 O 2- 7 . Из полученного раствора может быть выделена соль двухромовой кислоты - двухромат калия K 2 Cr 2 O 7 - в виде оранжево-красных кристаллов. Реакция превращения хромата в дихромат выражается уравнением:
2CrO 2- 4 +2H + -Cr 2 O 2- 7 +H 2 O
Реакция обратима. Это значит, что при растворении дихромата в воде всегда образуется некоторое, хотя и незначительное, количество ионов Н + и CrO 2- 4 ; поэтому раствор дихромата имеет, кислую реакцию. Если к раствору дихромата прибавлять щелочь, то гидроксид-ионы будут связывать находящиеся в растворе ионы водорода, равновесие смещается влево и в результате дихромат превращается в хромат. Таким образом, в присутствии избытка гидроксид-ионов в растворе практически существуют только ионы CrO 2- 4 , т. е. хромат, а при избытке ионов водорода - ионы Cr 2 O 2- 7 , т. е. дихромат.
Хроматы щелочных металлов получаются путём окисления соединения хрома (III) в присутствии щелочи. Так, при действии брома на раствор хромита калия образуется хромат калия по уравнению:
2K 3 [Cr(OH) 6 ]+3Br 2 +4KOH>2K 2 CrO 4 +6KBr+8H 2 O
О происходящем окислении можно судить по тому, что изумрудно-зелёная окраска раствора хромита переходит в ярко-желтую.
Хроматы могут быть получены также сплавлением Cr 2 O 3 со щелочью в присутствии какого-нибудь окислителя, например хлората калия:
Cr 2 O 3 +4KOH+KClO 3 >2K 2 CrO 4 +KCl+2H 2 O
Хроматы и дихроматы - сильные окислительные. Поэтому ими широко пользуются для окисления различных веществ. Окисление производится в кислом растворе и обычно сопровождается резким изменением окраски (дихроматы окрашены в оранжевый цвет, а соли хромата (III) - в зелёный или зеленовато-фиолетовый).
Мы видели, что в кислых и в щелочных растворах соединения хрома (III) и хрома (VI) существует в разных формах: в кислой среде в виде ионов Cr 3+ или Cr 2 O 2- 7 , а в щелочной - в виде ионов [Cr(OH) 6 ] 3- или CrO 2- 4 . Поэтому взаимопревращение соединений хрома (III) и хрома (VI) протекает по-разному в зависимости от реакции раствора. В кислой среде устанавливается равновесие
Cr 2 O 2- 7 +14H + +6e?-2Cr 3+ +7H 2 O
[Cr(OH) 6 ] 3- +2OH - -CrO 2- 4 +4H 2 O+3e?
Однако и в кислой, и в щелочной среде окисления хрома (III)приводит к уменьшению pH раствора; обратный же процесс - восстановление хрома (VI) - сопровождается увеличением pH. Поэтому, в соответствии с принципом Ле Шарля, при повышении кислотной среды равновесие смещается в направлении восстановления хрома (VI), а при уменьшении кислотности - в направлении окисления хрома (III). Иначе говоря, окислительные свойства соединений хрома (VI) наиболее сильно выражены в кислой среде, а восстановительные свойства соединений хрома (III) - в щелочной. Именно поэтому, как указывалось выше, окисление хромитов в хроматы осуществляют в присутствии щелочи, а соединения хрома (VI) применяют в качестве окислителей в кислых растворах.
Приведём несколько примеров окислительно-восстановительных реакций, протекающих при участии дихроматов.
1. При пропускании сероводорода через подкисленный серной кислотой раствор дихромата оранжевая окраска раствора переходит в зелёную и одновременно жидкость становится мутной вследствие выделения серы:
K 2 Cr 2 O 7 +3H 2 S+4H 2 SO 4 >Cr 2 (SO 4 ) 3 +3Sv+K 2 SO 4 +7H 2 O
2. При действии концентрированной соляной кислоты на дихромат калия выделяется хлор и получается зелёный раствор, содержащий хлорид хрома (III):
K 2 Cr 2 O 7 +14HCl>2CrCl 3 +3Cl 2 ^+2KCl+7H 2 O
3. Если пропускать диоксид серы через концентрированный раствор дихромата калия, содержащий достаточное количество серной кислоты, то образуются эквимолекулярные количества сульфатов калия и хрома (III):
K 2 Cr 2 O 7 +3SO 2 +H 2 SO 4 >Cr 2 (SO 4 ) 3 +K 2 SO 4 +H 2 O
При выпаривании раствора из него выделяются хромокалиевые квасцы KCr(SO 4 ) 2 •12H 2 O. Этой реакцией пользуются для получения хромокалиевых квасцов в промышленности.
Наиболее важными из дихроматов являются дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 и дихромат натрия Na 2 Cr 2 O 7 •2H 2 O, образующие оранжево-красные кристаллы. Обе соли, известные также под названием хромпиков , широко применяются в качестве окислителей при производстве многих органических соединений, в кожевенной промышленности при дублении кож, в спичечной и текстильной промышленности. Смесь концентрированной серной кислоты с водным раствором дихромата калия или натрия под названием «хромовой смеси» часто применяется для энергичного окисления и для очистки химической посуды.
Триоксид хрома , или хромовый ангидрид , CrO 3 выпадает в виде тёмно-красных игольчатых кристаллов при действии концентрированной серной кислоты на насыщенный раствор дихромата калия или натрия:
K 2 Cr 2 O 7 +H 2 SO 4 >2CrO 3 v+K 2 SO 4 +H 2 O
Хромовый ангидрид принадлежит к числу наиболее сильных окислителей. Например, этиловый спирт при соприкосновении с ним воспламеняется. Производя окисление, хромовый ангидрид превращается в оксид хрома (III) Cr 2 O 3 .
Хромовый ангидрид легко растворяется в воде с образованием хромовой и двухромовой кислот.
Кислород ( Oxygenium ). Кислород - самый распространенный элемент земной коры. В свободном состоянии 20,9% кислорода находится в атмосферном воздухе, что составляет приблизительно 1/5 по объему.
Кислород входит в состав почти всех окружающих нас веществ. Так, например, вода, песок, многие горные породы и минералы, составляющие земную кору, содержат кислород. Кислород является также важной частью многих органических соединений, например белков, жиров и углеводов, имеющих исключительно большое значение в жизни растений, животных и человека. Общее количество кислорода в земной коре близко к половине её массы (около 47%).
Природный кислород состоит из трёх стабильных изотопов: 16 О (99,76%), 17 О (0,04%) и 18 О (0,2%).
Получение и свойства кислорода. Кислород был впервые получен в чистом виде К. В. Шееле в 1772г., а затем в 1774г. Д. Пристли (Англия), который выделил го из оксида ртути (II). Однако Пристли не знал, что полученный им газ входит в состав воздуха. Только спустя несколько лет Лавуазье, подробно изучивший свойства этого газа, установил, что он является составной частью воздуха.
В промышленности кислород получают из воздуха, который представляет собой смесь различных газов; основные компоненты в нём - азот и кислород. Для получения кислорода воздух под давлением сжижают. Так как температура кипения жидкого азота (-196?С) ниже температуры кипения жидкого кислорода (-183?С), то азот испаряется, а жидкий кислород остаётся. Газообразный кислород хранят в стальных баллонах под давлением 15 МПа. Важнейшим лабораторным способом его получения служит электролиз водных растворов щелочей. Небольшие количества кислорода можно также получать взаимодействием раствора перманганата калия с подкисленным раствором пероксида водорода или термическим разложением некоторых кислородсодержащих веществ, перманганата калия:
Кислород - бесцветный газ, не имеющий запаха. Он немного тяжелее воздуха: масса 1 кислорода при нормальных условиях равна 1,43г, а 1 л воздуха 1,293 г. Кислород растворяется в воде, хотя и в небольших количествах: 100объёмов воды при 0?С растворяют 4,9, а при 20?С - 3,1 объёма кислорода.
Кислород образует двухатомные молекулы, характеризующиеся высокой прочностью. При комнатной температуре его диссоциация на атомы ничтожна; лишь при 1500?С она становится заметной.
Магнитные свойства кислорода указывают на наличие в молекуле О 2 двух неспаренных электронов. Эти электроны размещаются на разрыхляющих молекулярных р -орбиталях. Парамагнитность кислорода проявляется, в частности, в том, что жидкий кислород притягивается магнитом.
Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов он взаимодействует непосредственно (кроме галогенов, золота и платины). Скорость взаимодействия, как с простыми, так и со сложными веществами зависит от природы вещества и от температуры. Некоторые вещества, например, оксид азота(II), гемоглобин крови, уже при комнатной температуре соединяются с кислородом воздуха со значительной скоростью. Многие реакции окисления ускоряются катализаторами. Например, в присутствии дисперсной платины смесь водорода с кислородом воспламеняется при комнатной температуре. Характерной особенностью многих реакций соединения с кислородом является выделение теплоты и света. Такой процесс называется горением .
Горение в чистом кислороде происходит гораздо энергичнее, чем в воздухе. Хотя при этом выделяется такое же количество теплоты как и при горении в воздухе, но процесс протекает быстрее и выделяющаяся теплота не тратится на нагревание азота воздуха; поэтому температура горения в кислороде значительно выше, чем в воздухе.
Кислород играет исключительно важную роль в природе. При участии кислорода совершается один из важнейших жизненных процессов - дыхание. Важное значение имеет и другой процесс, в котором участвует кислород, - тление и гниение погибших животных и растений; при этом сложные органические вещества превращаются в более простые (в конечном результате в CO 2 , воду и азот), а последние вновь вступают в общий круговорот веществ в природе.
Применение кислорода весьма многообразно. Его применяют для интенсификации химических процессов во многих производствах (например, в производстве серной и азотной кислот, в доменном процессе). Кислородом пользуются для получения высоких температур, для чего различные горючие газы (водород, ацетилен) сжигают в специальных горелках. Кислород используют в медицине при затруднённом дыхании.
Кислород как самый распространённый элемент земной коры, процесс его возникновения и массовая доля в воздухе. Физические и химические свойства кислорода, его реагентность. Растворённый кислород как из важнейших показателей качества воды, его измерение. курсовая работа [502,8 K], добавлен 04.05.2010
Электронная формула и степень окисления хрома, его общее содержание в земной коре и космосе. Способы получения хрома, его физические и химические свойства. Взаимодействие хрома с простыми и сложными веществами. Особенности применения, основные соединения. презентация [231,9 K], добавлен 16.02.2013
Кислород как самый распространённый на Земле элемент. Аллотропные формы кислорода. Его широкое промышленное применение. Сварка и резка металлов. Последствия исчезновения для живых существ данного химического элемента на краткосрочный период времени. презентация [5,0 M], добавлен 28.12.2013
Роль кислорода как самого распространенного элемента на Земле в жизни планеты, его место в периодической системе Менделеева. Применение кислорода в лечебной практике и промышленности. Основные способы получения кислорода. История открытия кислорода. презентация [321,4 K], добавлен 12.12.2011
Характеристика химических свойств хрома в чистом виде и в различных соединениях. Изучение истории открытия этого элемента, особенностей его применения в химической промышленности. Виды хромитов, легирование хромом стали, методы получение чистого хрома. реферат [25,1 K], добавлен 23.01.2010
Распространение хрома в природе. Особенности получения хрома и его соединений. Физические и химические свойства хрома, его практическое применение в быту и промышленности. Неорганические пигменты на основе хрома, технология и способы их получения. курсовая работа [398,7 K], добавлен 04.06.2015
Распространение кислорода в природе, его характеристика как химического элемента и простого вещества. Физические свойства кислорода, история его открытия, способы собирания и получения в лабораторных условиях. Применение и роль в организме человека. презентация [1,2 M], добавлен 17.04.2011
Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д. PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах. Рекомендуем скачать работу .

© 2000 — 2021



Хром и кислород доклад. Химия.
Реферат Охорона Лісу Від Пожеж І Лісопорушень
Развитие Спорта В Мире Реферат
Курсовая Работа На Тему Профориентации
Дипломная работа по теме Совершенствование технологии технического обслуживания и ремонта модернизируемого мостового крана КМ-10
Реферат: Анализ оборачиваемости оборотных средств на примере дочернего предприятия ОАО Татнефть Алабакуль
Курсовая работа по теме Изучение функций в курсе математики VII-VIII классов
Реферат по теме Досудебное оздоровление
Реферат по теме Евстахий Тышкевич - археолог и краевед
Злотский Семен Соломонович Докторская Диссертация
Курсовая работа по теме Организация процесса пошива одежды
Реферат по теме Комплексы психоразвивающих упражнений для работы с детьми логопедических групп
Италия Реферат По Географии
Сочинение О Биологии Владимир Иванович Вернадский
Дипломная работа: Теоретические основы менеджмента и практический анализ системы управления на ЗАО Сектор Тqu
Курсовая работа по теме Расчет конденсатора-холодильника в производстве бензола
Реферат: Positive And Negative Liberty Essay Research Paper
Заказать Дипломную Работу В Ижевске
Физика 7 Лабораторные Работы 2
Лекция На Тему Анатомия Человека
Реферат: Криптология точки соприкосновения математики и языкознания
Разборка-сборка центробежного насоса - Производство и технологии лабораторная работа
Рекордисти з швидкості і повільності пересування - Биология и естествознание реферат
Прогрессивные технологии производства газобетонных изделий автоклавного твердения - Строительство и архитектура курсовая работа


Report Page