Меню

Хром электрохимический ряд напряжений

Хром — общая характеристика элемента, химические свойства хрома и его соединений

Хром — элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром— твёрдый металл голубовато-белого цвета.

хром электронная конфигурация

Химические свойства хрома

При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.

2Cr + N2 – t° → 2CrN

В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H2SO4)

В отсутствии воздуха образуются соли Cr 2+ , а на воздухе – соли Cr 3+ .

Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассив-ность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей.

Соединения хрома

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Соединения хрома (II) — сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

Оксид хрома (III) Cr2O3 – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

Гидроксид хрома (III) Сr(ОН)3 . Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид СrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо-голубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака.

Обладает амфотерными свойствами — растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

Сr(ОН)3 →(120 o C H2O) СrO(ОН) →(430-1000 0 С –H2O) Cr2O3

Получение: осаждение гидратом аммиака из раствора солей хрома(Ш):

Сr 3+ + 3(NH3 Н2O) = Сr(ОН)3 + ЗNН 4+

Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия.

Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:

2Cr +3 Cl3 + 16NaOH + 3Br2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H2O + 2Na2Cr +6 O4

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO3 — ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия и H2SO4(конц.).

Читайте также:  Для чего нужны преобразователи постоянного напряжения

CrO3 — кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO4 2- :

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O7 2- :

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

Дихромат калия – окислитель в кислой среде:

Хромат калия К2 CrО4. Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая окраска раствора отвечает иону СrO4 2- ), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К2Cr2O7. Окислитель (более слабый, чем К2Cr2O7). Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион CrO4 2- — выпадение желтого осадка хромата бария, разлагающегося в сильнокислотной среде. Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, селективный окислитель, реактив в аналитической химии.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: спекание хромита с поташом на воздухе:

Дихромат калия K2Cr2O7 . Оксосоль. Техническое название хромпик. Оранжево-красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (оранжевая окраска раствора отвечает иону Сr2O7 2- ). В щелочной среде образует К2CrO4 . Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции — синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н2O2 , синее окрашивание водного раствора при действии атомарного водорода.

Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, компонент пиротехнических составов, реагент в аналитической химии, ингибитор коррозии металлов, в смеси с Н2SO4 (конц.) — для мытья химической посуды.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: обработка К2СrO4 серной кислотой:

Источник



Электрохимический ряд напряжений металлов (ряд Бекетова)

Электрохимический ряд напряжений металлов опытным путем установил Алессандро Вольта, на тот момент он выглядел следующим образом: Zn, Pb, Sn, Fe, Cu, Ag, Au. Величина электродного потенциала зависела оттого, насколько далеко отстояли друг от друга члены ряда. Но причина этого была неизвестна. В 1853 г. русский учёный Николай Николаевич Бекетов (1827-1911) сделал в Париже сообщение на тему «Исследование над явлениями вытеснения одних элементов другими». В этой работе он обобщил различные исследования способности одних металлов вытеснять другие из растворов их солей.

Первоначально Бекетов предполагал, что способность одних металлов вытеснять из растворов солей другие металлы связана с их плотностью: более лёгкие металлы способны вытеснять металлы более тяжелые. Но опыты говорили о ином. Непонятно было и то, как связан «вытеснительный ряд» с рядом напряжений Алессандро Вольта. Со временем накапливалось всё больше экспериментальных данных того, что некоторые правила вытеснения нарушаются при определенных условиях. Бекетов обнаружил, что водород под давлением 10 атмосфер вытесняет серебро из раствора нитрата серебра. Английский химик Уильям Одлинг (1829-1921) описал множество случаев подобных аномалий. Например, медь вытесняет олово из концентрированного подкисленного раствора хлорида олова (II) и свинец — из кислого раствора хлорида свинца (II). Медь, олово и свинец находятся в ряду правее кадмия, однако могут вытеснять его из кипящего слабо подкисленного раствора хлорид кадмия.

Читайте также:  Схема стабилизатор напряжения для холодильника

Теоретическую основу ряда активности (и ряда напряжений) заложил немецкий физикохимик Вальтер Нернст (1864-1941). Вместо качественной характеристики — «склонности» металла и его иона к тем или иным реакциям — появилась точная количественная величина. Такой величиной стал стандартный электродный потенциал металла, а соответствующий ряд, выстроенный в порядке изменения потенциалов, называется рядом стандартных электродных потенциалов.

Электрохимический ряд напряжений металлов (ряд Бекетова) это последовательность расположения металлов и их ионов в порядке возрастания стандартных электродных потенциалов в растворах электролитов. Электродом сравнения обычно служит стандартный водородный электрод, электродный потенциал которого условно принимается равным нулю.

Восстановленная форма Число отданных електронов Окисленная форма Стандартный электродный потенциал, В
Li 1e Li + -3,05
K 1e K + -2,925
Rb 1e Rb + -2,925
Cs 1e Cs + -2,923
Ba 2e Ba 2+ -2,91
Sr 2e Sr 2+ -2,89
Ca 2e Ca 2+ -2,87
Na 1e Na + -2,71
Mg 2e Mg 2+ -2,36
Al 3e Al 3+ -1,66
Mn 2e Mn 2+ -1,18
Zn 2e Zn 2+ -0,76
Cr 3e Cr 3+ -0,74
Fe 2e Fe 2+ -0,44
Cd 2e Cd 2+ -0,40
Co 2e Co 2+ -0,28
Ni 2e Ni 2+ -0,25
Sn 2e Sn 2+ -0,14
Pb 2e Pb 2+ -0,13
Fe 3e Fe 3+ -0,04
H2 2e 2H + 0,00
Cu 2e Cu 2+ 0,34
Cu 1e Cu + 0,52
2Hg 2e Hg2 2+ 0,79
Ag 1e Ag + 0,80
Hg 2e Hg 2+ 0,85
Pt 2e Pt 2+ 1,20
Au 3e Au 3+ 1,50

Место каждого элемента в ряду напряжений условно, т.к. величина электродного потенциала зависит от температуры и состава раствора, в который погружены электроды, в частности от концентрации ионов. Большое значение также имеет состояние поверхности электрода (гладкая, шероховатая). Стандартный электродный потенциал относится к водным растворам при температуре 25 °С, давлении газов 1 атмосфера и концентрации ионов 1 моль/л.

Читайте также:  Виды стабилизаторов напряжения по принципу работы

Из электрохимического ряда напряжений металлов вытекает ряд важных следствий:

  1. Каждый металл способен вытеснять (замещать) из растворов солей все другие металлы, стоящие правее данного металла;
  2. Все металлы, расположенные левее водорода, способны вытеснять его из кислот;
  3. Чем дальше расположены друг от друга два металла в ряду напряжений, тем большее напряжение может давать созданный из них гальванический элемент.

Восстановление водородом из оксидов

Металлы, которые водород не восстанавливает из их оксидов

Металлы, которые водород восстанавливает из их оксидов

Источник

Хром электрохимический ряд напряжений

Хром при обычных условиях – инертный металл, при нагревании становится довольно активным.

    Взаимодействие с неметаллами

При нагревании выше 600°С хром сгорает в кислороде:

С фтором реагирует при 350°С, с хлором – при 300°С, с бромом – при температуре красного каления, образуя галогениды хрома (III):

С азотом реагирует при температуре выше 1000°С с образованием нитридов:

Сера при температуре выше 300°С образует сульфиды от CrS до Cr5S8, например:

Реагирует с бором, углеродом и кремнием с образованием боридов, карбидов и силицидов:

Cr + 2Si = CrSi2 (возможно образование Cr3Si, Cr5Si3, CrSi).

С водородом непосредственно не взаимодействует.

Взаимодействие с водой

В тонкоизмельченном раскаленном состоянии хром реагирует с водой, образуя оксид хрома (III) и водород:

Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов хром находится до водорода, он вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот:

В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты:

Взаимодействие с щелочными реагентами

В водных растворах щелочей хром не растворяется, медленно реагирует с расплавами щелочей с образованием хромитов и выделением водорода:

Реагирует с щелочными расплавами окислителей, например хлоратом калия, при этом хром переходит в хромат калия:

Восстановление металлов из оксидов и солей

Хром – активный металл, способен вытеснять металлы из растворов их солей:

Источник