1. Васенина Ивана
ученика 10 «А» класса
Научный руководитель
Яцына Ольга Александровна
учитель химии
МОУ средняя общеобразовательная
школа №15
г. Егорьевска
Московской области
2008 – 2009 учебный год

2. Основные вопросы
Теоретическая часть
 История открытия
 Нахождение в природе
 Получение
 Физические свойства
 Хром как химический элемент
 Электронное строение атома
 Химические свойства
 Взаимодействие с кислотами
 Соединения хрома II, III, IV
 Применение
Исследовательская часть
Литература

3. История открытия
В 1766 году петербургский профессор химии
И.Г.Леман описал новый минерал, найденный
на Урале на Березовском руднике, в 15
километрах от Екатеринбурга.
Обрабатывая камень соляной кислотой,
Леман получил изумрудно-зеленый раствор,
а в образовавшемся белом осадке обнаружил
свинец.
Спустя несколько лет, в 1770 году, Березовские
рудники описал академик П.С.Паллас: «…наряду
с золотом добываются серебро и свинцовые
руды, а также находят замечательный красный
свинцовый минерал, который не был обнаружен
больше ни в одном другом руднике России…
Иногда маленькие неправильные пирамидки
этого минерала бывают вкраплены в кварц
подобно маленьким рубинам...»

4. История открытия
Сначала обнаруженный минерал был назван “сибирским
красным свинцом”. Впоследствии за ним закрепилось название
“крокоит”.
В конце 18 века образец минерала вывезли в Париж, где
ученым Луи Вокленом были проведены реакции по
следующей схеме:
PbCrO4 K2CrO4 Cr2O3 Cr
В результате чего был получен новый металл, который
вследствие разнообразия окрасок его солей стали
называть «хромом».

5. Нахождение в природе
Хром встречается в виде соединений в различных
минералах. Самый распространенный из них хромистый
железняк (FeCr2O4), добываемый на Урале и в
Казахстане. Встречаются в природе оксид хрома (III)
Cr2O3 и другие соединения.
Общее содержание хрома в земной
коре составляет 0,03 вес. %. Хром
обнаружен на Солнце, звёздах и в
метеоритах.

6. Получение
 Взаимодействие оксида хрома (III) с
углеродом или металлами
(металлотермия):
2Cr2O3 + 3C = 4Cr +3CO2 (при нагр.)
Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3
 Электролиз водных растворов соединений
хрома.

7. Физические свойства
 Хром обладает всеми характерными
свойствами металлов - хорошо
Плотность 7,19 г/см 3
проводит тепло, почти не оказывает
(при 20 оC)
сопротивления электрическому току,
имеет блеск, присущий большинству
металлов. И в то же время, устойчив к Температура 1878± 22 оС
коррозии на воздухе и в воде. плавления
 Примеси кислорода, азота и углерода,
даже в самых малых количествах, резко Температура 2469-2480 оC
изменяют физические свойства хрома, кипения
например, делая его очень хрупким.
Особенностью хрома является резкое изменение его физических свойств при
температуре около 37°С. Это аномальное явление ученым не удалось
объяснить достоверно до сих пор. Дело в том, что в этой температурной точке
внутреннее трение хрома достигает максимума, а модуль упругости падает до
минимальных значений. Так же внезапно изменяются электропроводность,
коэффициент линейного расширения, термоэлектродвижущая сила.

8. Хром как химический элемент

9. Электронное строение атома
4s
Схема расположения
3s 3p 3d
электронов по
энергетическим уровням 2s 2p
и атомным орбиталям
1s
+24 Cr 1s22s22p63s23p63d54s1
В образовании химических связей участвуют как электрон внешнего (4s)
энергетического уровня, так и пять электронов 3-го уровня d-
подуровня.
Хром может проявлять степени окисления от +1 до +6.
Наиболее устойчивыми являются соединения хрома, где он проявляет
степени окисления +2, +3 и +6.

10. Химические свойства
металлического хрома
вода 2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2
кислород 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3
галогены 2Cr + 3Br2 = 2 CrBr3
галогеноводороды Cr + 2HF = CrF2 + H2
сера 2Cr + 3S = Cr2S3
азот 2Cr + N2 = 2CrN
кремний Cr + Si = CrSi
(Все реакции идут при нагревании. При взаимодействии с
водой хром находится в раскаленном состоянии)

11. Взаимодействие с кислотами
На поверхности всегда присутствует оксидная плёнка (Cr2O3).
Поэтому хром в разбавленных серной и соляной кислотах
растворяется не сразу(из-за содержания в них растворённого
кислорода), а после растворения оксидной плёнки.
Cr + 2HCl = CrCl2 + H2
В азотной и концентрированной серных кислотах хром на холоде не
растворяется (из-за упрочнения оксидной плёнки), переходит в
пассивное состояние, но при сильном нагревании кислоты
растворяют хром.
Cr + 6HNO3(конц.) = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
2Cr + 6H2SO4(конц.) = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Пассивацию устраняют очисткой поверхности металла.

12. Соединения хрома (II)
Название Химическая Внешний вид. Способы Химические свойства
формула Физические получения соединений хрома (II)
свойства
Оксид CrO Кристаллическое Cr(OH)2 = CrO + •Основный оксид
хрома (II) вещество черного H2O (при (получение)
цвета осторожном •CrO + 2HCl = CrCl2+
нагревании в H2O
отсутствие O2) •CrO + O2 = Cr2O3 (при
нагр. выше 100 OC)
Гидроксид Cr(OH)2 Желтый осадок CrCl2 + 2NaOH = 1.Основный гидроксид
хрома (II) Cr(OH)2 + Cr(OH)2 + 2HCl = CrCl2 +
2NaCl 2H2O
2. 4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O
= 4Cr(OH)3

13. Соединения хрома (III)
Оксид хрома (III) Гидроксид хрома (III)
 Cr2O3 – тугоплавкий порошок зелёного  Cr(OH)3 – студнеобразный осадок
цвета, по твердости близкий к корунду серо-зеленого цвета
 Способы получения:  Способы получения:
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O (при нагр.) Cr2(SO4)2 + 6NH3 * H2O = 2Cr(OH)3 +
2K2Cr2O7 + 3C(кокс) = 2Cr2O3 + 2K2CO3 + CO2 3(NH4)2SO4
(при нагр.)  Cr(OH)3 – амфотерный гидроксид
K2Cr2O7 + S = Cr2O3 + K2SO4 (при нагр.) Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O
 Cr2O3 – амфотерный, не растворимый в Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
воде оксид, реагирующий с оксидами, (гексагидроксохромат натрия)
гидроксидами, карбонатами щелочных и Соли хрома (III) (Na3[Cr(OH)6],
щелочно-земельных металлов с Ba(CrO2)2)
образованием хромитов:
Устойчивы в щелочной среде, в
Cr2O3 + Ba(OH)2 = Ba(CrO2)2 (хромит бария) +
кислотной – разрушаются. Почти все
H2O
хорошо растворимы в воде, легко
Cr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2 подвергаются гидролизу.

14. Соединения хрома (VI)
Название. Химическая Внешний вид. Взаимные превращения Химические свойства
формула Физические свойства
Оксид хрома (VI) Кристаллическое При растворении оксида Кислотный оксид.
вещество красного цвета хрома (VI) в воде Взаимодействует с
образуется смесь двух основными оксидами,
кислот. Между данными основаниями и водой.
неустойчивыми
Гидрокиды хрома (VI) : Данные кислоты сильны
кислотами
хромовая (H2CrO4) и при диссоциации по
устанавливается
дихромовая (H2Cr2O7) первой ступени и слабые
равновесие:
кислоты – по второй ступени.
2H2CrO4 H2Cr2O7 +
H2 O
Соли хрома (VI) (соли Хроматы – соли желтого • 2Na2CrO4 + H2SO4 = Сильные
хромовых кислот) : цвета, дихроматы – Na2Cr2O7 + Na2SO4 + восстановители.
хроматы (MeCrO4) и оранжево-красного H2 O Продукты –
дихроматы (MeCr2O7) цвета. производные хрома(III) :
• Na2Cr2O7 + 2NaOH =
K2Cr2O7 + 3(NH4)2S +H2O
2Na2CrO4 +H2O
= 2Cr(OH)3 + 3S
4K2Cr2O7 = 4K2CrO4 + +6NH3 + 2KOH
2Cr2O3 + 3O2 (при (нейтральная среда)
2K2CrO4+ 8H2O +6NaI =
нагревании)
2K[Cr(OH)4]+2KOH+
6NaOH+3I2
(щелочная среда)

15. Применение
Хром металлический
При добавлении к В виде феррохрома Покрывают
железу хрома (около 12 сплавляют с железом и (хромируют)
% ) получают получают различные стальные
нержавеющую сталь высококачественные изделия для
(хирургические твердые при высокой предотвращения
инструменты и т. д. ) температуре стали, коррозии.
металлорежущие
инструменты.
• Дихроматы Na2Cr2O7 * 2H2O и K2Cr2O7 называют хромпиками. Они как
окислители применяются в кожевенной (дубление кож), лакокрасочной,
спичечной и текстильной промышленности.
• Хромовая смесь – так называется 3 %-ный раствор дихромата калия в
концентрированной серной кислоте – применяется в химических лабораториях
для мытья стеклянной посуды.

16. Применение
• Нерастворимые хроматы некоторых металлов (PbCrO4, ZnCrO4,
SrCrO4) - прекрасные художественные краски. Богатством оттенков – от
розово-красного до фиолетового славится SnCrO4, используемый в
живописи по фарфору.
• Хромиты широко используют в огнеупорной промышленности для
изготовления огнеупорного хромитового и хромомагнезитового кирпича.
Такой кирпич химически пассивен, устойчив при температурах выше
22000С, хорошо выдерживает резкие колебания температур.
• В мире драгоценных камней рубину принадлежит второе место после
алмаза. Технология получения искусственного рубина заключается в
следующем: в оксид алюминия Al2O3 вводят дозированную добавку оксида
хрома (III), - ему-то и обязаны рубиновые кристаллы своим чарующим
цветом. Но искусственные рубины ценятся не только за свои “внешние
данные”: рожденный с их помощью лазерный луч способен буквально
творить чудеса.

17. Исследовательская часть
Набор необходимых реактивов

18. Исследовательская часть
Получение раствора хлорида хрома (III)

19. Исследовательская часть
Получение гидроксида хрома (III)
CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3↓+ 3NaCl

20. Исследовательская часть
Разливаем полученный осадок гидроксида хрома (III) в две пробирки

21. Исследовательская часть
Исследуем гидроксид хрома (III) на амфотерность.
1. Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
2. 2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O.

22. Исследовательская часть
Осадок гидроксида хрома (III) растворился в обеих пробирках.
Вывод: гидроксид хрома (III) является амфотерным.

23. Литература
 Хомченко Г. «Пособие для поступающих в вузы» П.
издательство «Высшая школа», 1976 г.
 Учебник «Химия. 10 класс» Рудзитис Г. Е. и Фельдман
Ф. Г. издательство «Просвещение», 2001 г.
 Электронная энциклопедия Кирилла и Мефодия, версия
2008 г.
 «Готовим учащихся к единому государственному
экзамену» Новошинский И. И. и Новошинская Н. С.
 Интернет

24. Марганец и его соединения

25. Физические свойства
 Марганец - твердый хрупкий серебристо-белый
металл.
 Температура плавления 12440С, температура
кипения 20800С, плотность 7,44 г/см3.

26. Электронное строение атома
4s
Схема расположения
3s 3p 3d
электронов по
энергетическим уровням 2s 2p
и атомным орбиталям
1s
+25 Мn 1s22s22p63s23p63d54s2
В образовании химических связей участвуют как электрон внешнего (4s)
энергетического уровня, так и пять электронов 3-го уровня d-
подуровня.
Марганец может проявлять степени окисления от +2 до +7.
Наиболее устойчивыми являются соединения Мn(II) и Мn(VII).

27. Химические свойства
Поверхность марганца обычно покрыта серым налетом оксидов.
При нагревании на воздухе он окисляется: ниже 4500С образуется
диоксид МnО2, при температуре до 8000С – сесквиоксид Мn2О3,
при 8000С – окалина, состоящая из внутреннего слоя монооксида
МnО и внешнего слоя оксида марганца(II,III) Мn3О4.
Марганец легко поглощает водород, образуя твердые растворы.
Его взаимодействие с галогенами приводит обычно к дигалогенидам:
Мn + СI2 = МnCI2
При нагревании марганец достаточно легко взаимодействует с
неметаллами(S, N, P, C, Si), образуя соответственно сульфиды,
нитриды, фосфиды, карбиды и силициды.

28. Химические свойства
Мn + 2Н2О = Мn(ОН)2 + Н2 ↑
белый осадок
4Мn(ОН)2 + 2Н2О + О2 = 4Мn(ОН)3
бурый
С разбавленными кислотами марганец реагирует с
образованием солей Мn(II), большинство которых в
растворах окрашены в розовый цвет.
Мn + 2НСI = МnCI2 + Н2↑
Мn + Н2SO4 = МnSO4 + Н2↑

29. Химические свойства
Соединения Мn(II) являются восстановителями, например:
3МnSO4 + 2KCIO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCI + 3K2SO4 +
6H2O
2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 +
2H2O

30. Химические свойства
Соединения Мn(IV) обладают свойствами как окислителей, так
и восстановителей.
МnO2 + 4HCI = MnCI2 + CI2 + 2H2O
2MnO2 + 2H2SO4 = 2MnSO4 + O2 + 2H2O
3MnO2 + KCIO3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCI + 3H2O
2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O

31. Химические свойства
Соли неустойчивой марганцоватой кислоты Н2МnО4, или
манганаты, устойчивы только в щелочной среде. В
нейтральном или кислом растворе легко распадаются на
соединения марганца в других степенях окисления
(диспропорционируют):
3K2MnO4 + 2H2O = MnO2 + 2KMnO4 + 4KOH
Манганаты проявляют свойства как окислителей (чаще), так и
восстановителей:
2KI + K2MnO4 + 2H2O = MnO2 + I2 + 4KOH
2K2MnO4 + CI2 = 2KMnO4 + 2KCI

32. Химические свойства
В присутствии окислителей манганаты(VI) превращаются в
соли сильной неустойчивой марганцовой кислоты НМnО4,
существующей только в растворе, - манганаты(VII), или
перманганаты.
Твердые перманганаты медленно разлагаются с выделением О2
уже при комнатной температуре:
2КМnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑
Скорость разложения возрастает при нагревании.

33. Химические свойства
Перманганаты – одни из сильнейших окислителей.
В сильно щелочной среде МnО4- восстанавливается до МnО42-:
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O
в нейтральной – до МnO2:
2КМnO4 + 3K2SO3 + H2O = 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH
в кислой – до Мn2+:
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 +
+ 8H2O

34. Применение
 Марганец – легирующий элемент, улучшающий свойства
стали, сплавов легких цветных металлов на основе алюминия
и магния.
 Сплавы марганца с медью используют для изготовления
лопастей турбин, винтов самолетов и других ответственных
деталей.
 Циклопентадиенилтрикарбонилмарганец С5Н5Мn(СО)3 –
антидетонатор моторного топлива.

35. Применение
 Соли марганца – сырье для получения металлического
марганца и МnО2, с помощью которых варят цветные стекла
и глазури, красят ткани.
 Соли марганца – составная часть сиккативов, ускоряющих
высыхание масляных красок.
 Соли марганца – составной компонент микроудобрений,
катализаторов.