Как пишется оксид хрома 3

(Redirected from Chrome green)

Chromium(III) oxide

Names
Other names Chromium sesquioxide Chromia Chrome green Eskolaite
Identifiers
CAS Number	1308-38-9
3D model (JSmol)	Interactive image
ChEBI	CHEBI:48242
ChemSpider	451305
ECHA InfoCard	100.013.783
EC Number	215-160-9
Gmelin Reference	11116
PubChem CID	517277
RTECS number	GB6475000
UNII	X5Z09SU859
UN number	3077
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID4043721
InChI InChI=1S/2Cr.3O  Key: QDOXWKRWXJOMAK-UHFFFAOYSA-N  InChI=1/2Cr.3O/rCr2O3/c3-1-5-2-4 Key: QDOXWKRWXJOMAK-LUXALHLMAR
SMILES O=[Cr]O[Cr]=O
Properties
Chemical formula	Cr2O3
Molar mass	151.9904 g/mol
Appearance	light to dark green, fine crystals
Density	5.22 g/cm3
Melting point	2,435 °C (4,415 °F; 2,708 K)
Boiling point	4,000 °C (7,230 °F; 4,270 K)
Solubility in water	insoluble
Solubility in alcohol	insoluble in alcohol, acetone, acids
Magnetic susceptibility (χ)	+1960.0×10−6 cm3/mol
Refractive index (nD)	2.551
Structure[1]
Crystal structure	Corundum
Space group	R3c (No. 167)
Lattice constant	a = 495 pm, c = 1358 pm
Thermochemistry
Std molar entropy (S⦵298)	81 J·mol−1·K−1
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	−1128 kJ·mol−1
Hazards
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H302, H317, H319, H360
Precautionary statements	P201, P202, P261, P264, P270, P272, P280, P281, P301+P312, P302+P352, P305+P351+P338, P308+P313, P321, P330, P333+P313, P337+P313, P363, P405, P501
NIOSH (US health exposure limits):
PEL (Permissible)	TWA 1 mg/m3[2]
REL (Recommended)	TWA 0.5 mg/m3[2]
IDLH (Immediate danger)	250 mg/m3[2]
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verify (what is  ?) Infobox references

Chromium(III) oxide (or chromia) is an inorganic compound with the formula Cr
₂O
₃. It is one of the principal oxides of chromium and is used as a pigment. In nature, it occurs as the rare mineral eskolaite.

Structure and properties[edit]

Cr
₂O
₃ has the corundum structure, consisting of a hexagonal close packed array of oxide anions with 2⁄3 of the octahedral holes occupied by chromium. Similar to corundum, Cr
₂O
₃ is a hard, brittle material (Mohs hardness 8 to 8.5).^[3] It is antiferromagnetic up to 307 K, the Néel temperature.^[4][5] It is not readily attacked by acids.

Occurrence[edit]

Cr
₂O
₃ occurs naturally as the mineral eskolaite, which is found in chromium-rich tremolite skarns, metaquartzites, and chlorite veins. Eskolaite is also a rare component of chondrite meteorites. The mineral is named after Finnish geologist Pentti Eskola.^[3]

Production[edit]

The Parisians Pannetier and Binet first prepared the transparent hydrated form of Cr
₂O
₃ in 1838 via a secret process, sold as a pigment.^[6] It is derived from the mineral chromite, (Fe,Mg)Cr
₂O
₄. The conversion of chromite to chromia proceeds via Na
₂Cr
₂O
₇, which is reduced with sulfur at high temperatures:^[7]

Na
₂Cr
₂O
₇ + S → Na
₂SO
₄ + Cr
₂O
₃

The oxide is also formed by the decomposition of chromium salts such as chromium nitrate, or by the exothermic decomposition of ammonium dichromate.

(NH
₄)
₂Cr
₂O
₇ → Cr
₂O
₃ + N
₂ + 4 H
₂O

The reaction has a low ignition temperature of less than 200 °C and is frequently used in “volcano” demonstrations.^[8]

Applications[edit]

Because of its considerable stability, chromia is a commonly used pigment. It was originally called viridian. It is used in paints, inks, and glasses. It is the colorant in «chrome green» and «institutional green.» Chromium(III) oxide is a precursor to the magnetic pigment chromium dioxide, by the following reaction:^[7]

Cr
₂O
₃ + 3 CrO
₃ → 5 CrO
₂ + O
₂

Along with many other oxides, it is used as a compound when polishing (also called stropping) the edges of knives, razors, surfaces of optical devices etc. on a piece of leather, balsa, cloth or other material. It is available in powder or wax form, and in this context it is known as «green compound».

It is used as a component of refractories due to its high melting point.

Reactions[edit]

Chromium(III) oxide is amphoteric. Although insoluble in water, it reacts with acid to produce salts of hydrated chromium ions such as [Cr(H
₂O)
₆]³⁺
.^[9] It is also attacked by concentrated alkali to yield salts of [Cr(OH)
₆]³⁻
.

When heated with finely divided carbon or aluminium, it is reduced to chromium metal:

Cr
₂O
₃ + 2 Al → 2 Cr + Al
₂O
₃

Unlike the classic thermite reaction involving iron oxides, the chromium oxide thermite creates few or no sparks, smoke or sound, but glows brightly. Because of the very high melting point of chromium, chromium thermite casting is impractical.

Heating with chlorine and carbon yields chromium(III) chloride and carbon monoxide:

Cr
₂O
₃ + 3 Cl
₂ + 3 C → 2 CrCl
₃ + 3 CO

Chromates can be formed by the oxidation of chromium(III) oxide and another oxide in a basic environment:

2 Cr
₂O
₃ + 4 MO + 3 O
₂ → 4 MCrO
₄

See also[edit]

• Chromium(II) oxide
• Chromium(IV) oxide
• Chromium trioxide
• Chromic acid
• Green pigments
• List of inorganic pigments
• Refractory

References[edit]

(Redirected from Chrome green)

Chromium(III) oxide

Names
Other names Chromium sesquioxide Chromia Chrome green Eskolaite
Identifiers
CAS Number	1308-38-9
3D model (JSmol)	Interactive image
ChEBI	CHEBI:48242
ChemSpider	451305
ECHA InfoCard	100.013.783
EC Number	215-160-9
Gmelin Reference	11116
PubChem CID	517277
RTECS number	GB6475000
UNII	X5Z09SU859
UN number	3077
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID4043721
InChI InChI=1S/2Cr.3O  Key: QDOXWKRWXJOMAK-UHFFFAOYSA-N  InChI=1/2Cr.3O/rCr2O3/c3-1-5-2-4 Key: QDOXWKRWXJOMAK-LUXALHLMAR
SMILES O=[Cr]O[Cr]=O
Properties
Chemical formula	Cr2O3
Molar mass	151.9904 g/mol
Appearance	light to dark green, fine crystals
Density	5.22 g/cm3
Melting point	2,435 °C (4,415 °F; 2,708 K)
Boiling point	4,000 °C (7,230 °F; 4,270 K)
Solubility in water	insoluble
Solubility in alcohol	insoluble in alcohol, acetone, acids
Magnetic susceptibility (χ)	+1960.0×10−6 cm3/mol
Refractive index (nD)	2.551
Structure[1]
Crystal structure	Corundum
Space group	R3c (No. 167)
Lattice constant	a = 495 pm, c = 1358 pm
Thermochemistry
Std molar entropy (S⦵298)	81 J·mol−1·K−1
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	−1128 kJ·mol−1
Hazards
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H302, H317, H319, H360
Precautionary statements	P201, P202, P261, P264, P270, P272, P280, P281, P301+P312, P302+P352, P305+P351+P338, P308+P313, P321, P330, P333+P313, P337+P313, P363, P405, P501
NIOSH (US health exposure limits):
PEL (Permissible)	TWA 1 mg/m3[2]
REL (Recommended)	TWA 0.5 mg/m3[2]
IDLH (Immediate danger)	250 mg/m3[2]
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verify (what is  ?) Infobox references

Chromium(III) oxide (or chromia) is an inorganic compound with the formula Cr
₂O
₃. It is one of the principal oxides of chromium and is used as a pigment. In nature, it occurs as the rare mineral eskolaite.

Structure and properties[edit]

Cr
₂O
₃ has the corundum structure, consisting of a hexagonal close packed array of oxide anions with 2⁄3 of the octahedral holes occupied by chromium. Similar to corundum, Cr
₂O
₃ is a hard, brittle material (Mohs hardness 8 to 8.5).^[3] It is antiferromagnetic up to 307 K, the Néel temperature.^[4][5] It is not readily attacked by acids.

Occurrence[edit]

Cr
₂O
₃ occurs naturally as the mineral eskolaite, which is found in chromium-rich tremolite skarns, metaquartzites, and chlorite veins. Eskolaite is also a rare component of chondrite meteorites. The mineral is named after Finnish geologist Pentti Eskola.^[3]

Production[edit]

The Parisians Pannetier and Binet first prepared the transparent hydrated form of Cr
₂O
₃ in 1838 via a secret process, sold as a pigment.^[6] It is derived from the mineral chromite, (Fe,Mg)Cr
₂O
₄. The conversion of chromite to chromia proceeds via Na
₂Cr
₂O
₇, which is reduced with sulfur at high temperatures:^[7]

Na
₂Cr
₂O
₇ + S → Na
₂SO
₄ + Cr
₂O
₃

The oxide is also formed by the decomposition of chromium salts such as chromium nitrate, or by the exothermic decomposition of ammonium dichromate.

(NH
₄)
₂Cr
₂O
₇ → Cr
₂O
₃ + N
₂ + 4 H
₂O

The reaction has a low ignition temperature of less than 200 °C and is frequently used in “volcano” demonstrations.^[8]

Applications[edit]

Because of its considerable stability, chromia is a commonly used pigment. It was originally called viridian. It is used in paints, inks, and glasses. It is the colorant in «chrome green» and «institutional green.» Chromium(III) oxide is a precursor to the magnetic pigment chromium dioxide, by the following reaction:^[7]

Cr
₂O
₃ + 3 CrO
₃ → 5 CrO
₂ + O
₂

Along with many other oxides, it is used as a compound when polishing (also called stropping) the edges of knives, razors, surfaces of optical devices etc. on a piece of leather, balsa, cloth or other material. It is available in powder or wax form, and in this context it is known as «green compound».

It is used as a component of refractories due to its high melting point.

Reactions[edit]

Chromium(III) oxide is amphoteric. Although insoluble in water, it reacts with acid to produce salts of hydrated chromium ions such as [Cr(H
₂O)
₆]³⁺
.^[9] It is also attacked by concentrated alkali to yield salts of [Cr(OH)
₆]³⁻
.

When heated with finely divided carbon or aluminium, it is reduced to chromium metal:

Cr
₂O
₃ + 2 Al → 2 Cr + Al
₂O
₃

Unlike the classic thermite reaction involving iron oxides, the chromium oxide thermite creates few or no sparks, smoke or sound, but glows brightly. Because of the very high melting point of chromium, chromium thermite casting is impractical.

Heating with chlorine and carbon yields chromium(III) chloride and carbon monoxide:

Cr
₂O
₃ + 3 Cl
₂ + 3 C → 2 CrCl
₃ + 3 CO

Chromates can be formed by the oxidation of chromium(III) oxide and another oxide in a basic environment:

2 Cr
₂O
₃ + 4 MO + 3 O
₂ → 4 MCrO
₄

See also[edit]

• Chromium(II) oxide
• Chromium(IV) oxide
• Chromium trioxide
• Chromic acid
• Green pigments
• List of inorganic pigments
• Refractory

References[edit]

Оксид хрома (III)

Способы получения

Оксид хрома (III) можно получить различными методами:

1. Термическим разложением гидроксида хрома (III): 

2Cr(OH)₃   →   Cr₂O₃   +  3H₂O

2. Разложением дихромата аммония:

(NH₄)₂C₂O₇    →    Cr₂O₃   +   N₂   +   4H₂O           

 3. Восстановлением дихромата калия углеродом (коксом) или серой:

2K₂Cr₂O₇   +   3C     →   2Cr₂O₃   +   2K₂CO₃   +   CO₂

K₂Cr₂O₇   +   S    →     Cr₂O₃   +   K₂SO₄

Химические свойства

Оксид хрома (III) – типичный амфотерный оксид. При этом оксид химически довольно инертен. В высокодисперсном состоянии с трудом взаимодействует с кислотами и щелочами.

1. При сплавлении оксида хрома (III) с основными оксидами активных металлов образуются соли-хромиты.

Например, оксид хрома (III) взаимодействует с оксидом натрия:

Na₂O  +  Cr₂O₃  → 2NaCrO₂

2. Оксид хрома (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—хромиты, а в растворе реакция практически не идет. При этом оксид хрома (III) проявляет кислотные свойства.

Например, оксид хрома (III) взаимодействует с гидроксидом натрия в расплаве с образованием хромита натрия и воды:

2NaOH  + Cr₂O₃  → 2NaCrO₂ +  H₂O

3. Оксид хрома (III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид хрома (III) проявляет слабые восстановительные свойства. В щелочных расплавах окислителей окисляется до соединений хрома (VI).

Например, оксид хрома (III) взаимодействует с нитратом калия в щелочной среде:

Cr₂O₃  +  3KNO₃  +  4KOH   →  2K₂CrO₄  +   3KNO₂   +   2H₂O

Оксид хрома (III) окисляется бромом в присутствии гидроксида натрия:

Cr₂O₃  +  3Br₂  +  10NaOH  →  2Na₂CrO₄  +   6NaBr   +   5H₂O

Озоном или кислородом:

Сr₂O₃  +  O₃  +  4KOH     →   2K₂CrO₄  +  2H₂O

Cr₂O₃  +  3O₂ +   4Na₂CO₃  →   2Na₂CrO₄  + 4CO₂

Нитраты и хлораты в расплаве щелочи также окисляют оксид хрома (III):

Сr₂O₃  +  3NaNO₃  +  2Na₂CO₃   →  2Na₂CrO₄  +  2CO₂  +  3NaNO₂

Cr₂O₃  +   KClO₃    +   2Na₂CO₃    →    2Na₂CrO₄  +  KCl    +  2CO₂

5. Оксид хрома (III) в высокодисперсном состоянии при сильном нагревании взаимодействует с сильными кислотами.

Например, оксид хрома (III) реагирует с серной кислотой:

Cr₂O₃   +  3H₂SO₄   →  Cr₂(SO₄)₃   +  3H₂O

6. Оксид хрома (III) проявляет слабые окислительные свойства при взаимодействии с более активными металлами.

Например, оксид хрома (III) реагирует с алюминием (термит):

2Al  +  Cr₂O₃  →  Al₂O₃  +  2Cr

Реакция очень экзотермическая, сопровождается выделением большого количества света:

Материал с сайта pikabu.ru

Если сжечь большой объем термита в тигле, то можно получить металлический хром:

Материал с сайта pikabu.ru

7. Оксид хрома (III) – твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например, из карбоната калия:

Cr₂O₃  +  K₂CO₃ → 2KCrO₂  +  CO₂

Оксид хрома(III)
Общие
Систематическое наименование	Оксид хрома (III)
Традиционные названия	сесквиоксид хрома, хромовая зелень
Химическая формула	Cr2O3
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	твёрдый тугоплавкий порошок зелёного цвета
Молярная масса	152 г/моль
Плотность	5,21 г/см³
Термические свойства
Температура плавления	2435 °C
Температура кипения	4000 °C
Удельная теплоёмкость (ст. усл.)	781 Дж/(кг·К)
Энтальпия образования (ст. усл.)	−1128 кДж/моль
Удельная теплота плавления	822000 Дж/кг
Классификация
Рег. номер CAS	1308-38-9
SMILES	O=[Cr]O[Cr]=O
RTECS	GB6475000

Окси́д хро́ма (III) Cr₂O₃ (сесквиоксид хрома, хромовая зелень) — очень твёрдый тугоплавкий порошок зелёного цвета. Температура плавления 2435 °C, кипения ок. 4000 °C. Плотность 5,21 г/см³. Нерастворим в воде. По твердости близок к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств.

Способы получения

Термическое разложение:

1. Дихромата аммония:

(NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + N₂↑ + 4H₂O
при этом ощущается слабый запах аммиака, так как при разложении бихромата аммония также идет параллельная реакция с выделением аммиака. Полученная окись хрома (III) имеет в своем составе примесь хрома (II) и хрома (VI), вероятно в виде хроми-хроматов (в частности Cr₅O₁₀). Внешний вид: зелёный, с вкраплениями серого и чёрного цвета, плотность 4,6 г/см³.

2.Дихромата калия:

4K₂Cr₂O₇ → 2Cr₂O₃ + 4K₂CrO₄ + 3O₂↑,

3. Гидроксида хрома(III):

2Cr(OH)₃ → Cr₂O₃ + 3H₂O.

Химические свойства

Относится к группе амфотерных оксидов. В высокодисперсном состоянии растворяется в сильных кислотах с образованием солей хрома(III):

Cr₂O₃ + 6HCl → 2CrCl₃ + 3H₂O

В присутствии кислорода может идти реакция: Cr₂O₃+H₂O→Cr⁶⁺, реакция идет крайне медленно (наблюдается появление слабой жёлтой окраски), видимо за счет образования гидроксокомплекса Cr⁶⁺.

Cr₂O₃ + 6H⁺ + 9H₂O → 2[Cr(H₂O)₆]³⁺.

При сплавлении со щелочами и содой даёт растворимые соли Cr³⁺ (в отсутствие окислителей):

Cr₂O₃ + 2KOH → 2KCrO₂ + H₂O,

Cr₂O₃ + Na₂CO₃ → 2степени окисления, в присутствии сильного окислителя в щелочной среде он окисляется до хромата:

Cr₂O₃ + 3KNO₃ + 2Na₂CO₃ → 2Na₂CrO₄ + 3KNO₂ + 2CO₂↑.,

а сильные восстановители его восстанавливают:

Cr₂O₃ + 2Al → Al₂O₃ + 2Cr.

Применение

• основной пигмент для зелёной краски
• абразив — компонент полировальных паст (например ГОИ)
• катализатор в ряде органических реакций
• компонент шихт для получения шпинелей и искусственных драгоценных камней

См. также

• Хром
• Оксид хрома(VI)

Соединения хрома

Бихромат аммония ((NH4)2Cr2O7) • Борид хрома (CrB) • Бромид хрома(II) (CrBr2) • Бромид хрома(III) (CrBr3) • Гексагидроксохромат (III) натрия (Na3[Сr(OH)6]) • Гексакарбонил хрома (Cr(CO)6) • Гидроксид хрома (III) (Cr(OH)3) • Гидроксид хрома(II) (Cr(OH)2) • Двухромовая кислота (H2Cr2O7) • Диоксид-дихлорид хрома (CrO2Cl2) • Дихромат калия (K2Cr2O7) • Дихромат лития (Li2Cr2O7) • Дихромат натрия (Na2Cr2O7) • Дихромат рубидия (Rb2Cr2O7) • Дихромат цезия (Cs2Cr2O7) • Зелень Гинье (Cr2O3•nH2O) • Иодид хрома(II) (CrI2) • Иодид хрома(III) (CrI3) • Карбид хрома(II) (Cr3C2) • Нитрат хрома (Cr(NO3)3) • Нитрид хрома (CrN) • Оксид хрома(II) (CrO) • Оксид хрома(III) (Cr2O3) • Оксид хрома(IV) (CrO2) • Оксид хрома(VI) (CrO3) • Оксифторид хрома(III) (CrOF) • Ортофосфат хрома(III) (CrPO4) • Пероксид хрома(VI) (CrO5) • Сульфат хрома(II) (CrSO4) • Сульфат хрома(III) (Cr2(SO4)3) • Сульфид хрома(II) (CrS) • Сульфид хрома(III) (Cr2S3) • Сульфат хрома(III)-калия (KCr(SO4)2) Фосфат хрома (CrPO4) • Фосфид хрома (CrP) • Фторид хрома(II) (CrF2) • Фторид хрома(III) (CrF3) • Фторид хрома(IV) (CrF4) • Фторид хрома(V) (CrF5) • Фтористый хромил (CrO2F2) • Хлорид гексаамминхрома(III) ([Сr(NH3)6]Cl3) • Хлорид хрома(II) (CrCl2) • Хлорид хрома(III) (CrCl3) • Хлорид хрома(IV) (CrCl4) • Хлористый хромил (CrO2Cl2) • Хромат аммония ((NH4)2CrO4) • Хромат калия (K2CrO4) • Хромат лития (Li2CrO4) • Хромат натрия (Na2CrO4) • Хромат рубидия (Rb2CrO4) • Хромат серебра (Ag2CrO4) • Хромат цезия (Cs2CrO4) • Хромит железа(II) (Fe(CrO2)2) • Хромит калия (KCrO2) • Хромовая кислота (H2CrO4) •

Справочник содержит названия веществ и описания химических формул (в т.ч. структурные формулы и скелетные формулы).

---

Общее число найденных записей: 1.
Показано записей: 1.

Оксид хрома (III)

Имена
Другие имена Полуторный оксид хрома. Хромия. Зеленый хром. Эсколаит
Идентификаторы
Номер CAS	1308-38-9
3D-модель (JSmol )	Интерактивное изображение
ЧЭБИ	CHEBI: 48242
ChemSpider	451305
ECHA InfoCard	100.013.783
Номер EC	215-160-9
Справочник Гмелина	11116
PubChem CID	517277
номер RTECS	GB6475000
UNII	X5Z09SU859
номер ООН	3077
CompTox Dashboard (EPA )	DTXSID4043721
InChI InChI = 1S / 2Cr.3O Ключ: QDOXWKRWXJOMAK-UHFFFAOYSA-N InChI = 1 / 2Cr.3O / rCr2O3 / c3-1-5-2- 4 Обозначение: QDOXWKRWXJOMAK-LUXALHLMAR
УЛЫБКИ O = [Cr] O [Cr] = O
Свойства
Химическая формула	Cr2O3
Молярная масса	151,9904 г / моль
Внешний вид	мелкие кристаллы от светло-зеленого до темно-зеленого
Плотность	5,22 г / см
Температура плавления	2,435 ° C (4,415 ° F; 2708 K)
Точка кипения	4000 ° C (7230 ° F; 4270 K)
Растворимость в воде	нерастворим
Растворимость в спирте	нерастворим в спирте, ацетоне, кислотах
Магнитная восприимчивость (χ)	+ 1960,0 × 10 см / моль
Показатель преломления (nD)	2,551
Структура
Кристаллическая структура	гексагональная
Пространственная группа	R3c, № 167
Термохимия
Стандартная молярная. энтропия (S 298)	81 Дж · моль · K
Стандартная энтальпия образования. (ΔfH298)	-1128 кДж · моль
Опасности
Пиктограммы GHS
Сигнальное слово GHS	Опасно
Краткая характеристика опасности GHS	H302, H317, H319, H360
Меры предосторожности GHS	P201, P202, P261, P264, P270, P272, P280, P281, P301 + 312, P302 + 352, P305 + 351 + 338, P308 + 313, P321, P330, P333 + 313, P337 + 313, P363, P405, P501
NIOSH (пределы воздействия на здоровье в США):
PEL (Допустимый)	TWA 1 мг / м
REL (рекомендуется)	TWA 0,5 мг / м
IDLH (непосредственная опасность)	250 мг / м
За исключением случаев, когда в противном случае данные приведены для материалов в их стандартном состоянии (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа).
Y (что такое ?)
Ссылки в ink

Оксид хрома (III) (или хромия ) представляет собой неорганическое соединение с формулой Cr. 2O. 3. Он является одним из основных оксидов хрома и используется в качестве пигмента. В природе встречается как редкий минерал эсколаит.

Содержание

• 1 Структура и свойства
• 2 Встречаемость
• 3 Производство
• 4 Области применения
• 5 Реакции
• 6 См. Также
• 7 Ссылки

Структура и свойства

Cr. 2O. 3имеет структуру корунда, состоящую из гексагональной плотноупакованной матрицы оксидных анионов с ⁄ 3 октаэдрических дырок, занятых хромом. Подобно корунду, Cr. 2O. 3представляет собой твердый, хрупкий материал (твердость по шкале Мооса от 8 до 8,5). Это антиферромагнетик до 307 К, температура Нееля. Он не подвержен воздействию кислот.

Встречаемость

эсколаит минерал

Cr. 2O. 3встречается в природе в виде минерала эсколаита, который встречается в богатых хромом тремолитах скарнах, метакварцитах и хлорит жил. Эсколаит также является редким компонентом хондритовых метеоритов. Минерал назван в честь финского геолога Пентти Эскола.

Производство

Парижане Паннетье и Бине впервые получили прозрачную гидратированную форму Cr. 2O. 3в 1838 году с помощью секретного процесса, продаваемого в виде пигмента. Его получают из минерала хромита, (Fe, Mg) Cr. 2O. 4. Превращение хромита в оксид хрома происходит через Na. 2Cr. 2O. 7, который восстанавливается серой при высоких температурах:

Na. 2Cr. 2O. 7+ S → Na. 2SO. 4+ Cr. 2O. 3

Оксид также образуется при разложении солей хрома, таких как хром. нитрата, или экзотермического разложения дихромата аммония.

(NH. 4). 2Cr. 2O. 7→ Cr. 2O. 3+ N. 2+ 4 H. 2O

Реакция имеет низкую температуру воспламенения, менее 200 ° C. и часто используется в демонстрациях «вулкана».

Применения

Из-за своей значительной стабильности, хромия является широко используемым пигментом. Первоначально он назывался виридианом. используется в красках, чернилах и стеклах. Это краситель «хромового зеленого» и «институционального зеленого». Оксид хрома (III) является предшественником магнитного пигмента диоксида хрома по следующей реакции:

Cr. 2O. 3+ 3 CrO. 3→ 5 CrO. 2+ O. 2

Наряду со многими другими оксидами он используется в качестве соединения при полировке (также называемой строппинг ) кромок ножей, бритвы, поверхности оптических приборов es и т. д. на куске кожи, бальзы, ткани или другого материала. Он доступен в виде порошка или воска, и в этом контексте он известен как «зеленая смесь».

Реакции

Оксид хрома (III) является амфотерным. Хотя он нерастворим в воде, он реагирует с кислотой с образованием солей гидратированных ионов хрома, таких как [Cr (H. 2O). 6].. Он также подвергается действию концентрированной щелочи с образованием солей [Cr (OH). 6]..

). углерод или алюминий, он восстанавливается до металлического хрома:

Cr. 2O. 3+ 2 Al → 2 Cr + Al. 2O. 3

В отличие от классической термитной реакции с участием оксидов железа, термит оксида хрома создает мало или не создает искр, дыма или звука, но светится Из-за очень высокой температуры плавления хрома отливка из термита из хрома нецелесообразна.

Нагревание хлором и углеродом дает хлорид хрома (III) и оксид углерода :

Cr. 2O. 3+ 3 Cl. 2+ 3 C → 2 CrCl. 3+ 3 CO

Хроматы могут быть образованы окислением оксида хрома (III) и другого оксида в основной среде:

2 Cr. 2O. 3+ 4 MO + 3 O. 2→ 4 MCrO. 4

См. Также

• Оксид хрома (II)
• Оксид хрома (IV)
• Триоксид хрома
• Хромовая кислота
• Список неорганических пигментов

Список литературы

Хром
образует три оксида: CrО, Cr2О3 и CrО3. Оксид
хрома II (CrО)
– основный оксид – черный порошок.
Сильный восстановитель. CrО растворяется
в разбавленной соляной кислоте: CrО +
2НСl = CrСl2 + Н2О.

При
нагревании на воздухе выше 100 °C CrО
превращается в Cr2О3: 4CrО + О2 = 2Cr2О3.

Оксид
хрома III (Cr2О3)
– тугоплавкий порошок зеленого цвета
(температура плавления – 2265 °C).
Твердость кристаллов близка к корунду,
поэтому его вводят в состав полирующих
средств. Получают из хромистого железняка
(FeCr2O4). При окислительно-щелочном
сплавлении последнего с содой образуются
хромат натрия NaCrO4: 2Fe(CrO2)2 + 4Na2CO3 + 1/2O2 =
4Na2CrO4 + Fe2O3 + 4CO2.

Затем
Na2CrO4 переводят в Na2Cr2O7 – дихромат: Na2CrO4
+ Н2SO4 = Na2Cr2O7 + Н2О + Na2SO4.

Далее
дихромат восстанавливают углем и
получают Cr2О3: Na2Cr2O7 + 2С = Na2CO3 + Cr2О3 + СО?.

В
лаборатории Cr2О3 получают термическим
разложением дихромата аммония:
(NH4)2Cr2O7?Cr2О3 + N2 + 4Н2О.

Cr2О3
– амфотерный оксид: реагирует с
основаниями и кислотами при сплавлении
его со щелочами образует хромиты: Cr2О3
+ NaОН = 2NaCrO2 + Н2О.

Оксид
хрома VI (CrО3) –
темно-красные кристаллы, хорошо
растворимые в воде. CrО3
– кислотный оксид, с избытком воды
образует хромовую кислоту: CrO3 + H2O?H2CrO4.

CrO3
– ангидрид хромовой кислоты. При большой
концентрации CrO3 образуются дихромовая
кислота: 2CrO3 + H2O?H2CrO7.

CrO3
при нагревании до 250 °C разлагается:
4CrO3?2Cr2О3 + 3О2?.

Получение:
взаимодействием дихромата калия с
концентрированной H2S04
: К2CrO7 + Н2SO4 = CrO3? + К2SO4 + H2O. CrO3
– сильный окислитель – окисляет йод,
серу, уголь, фосфор, превращаясь при
этом в Cr2
О3.

Гидроксид
хрома II Сг(ОН)2
желтого цвета, в воде не растворим,
обладает основными свойствами, является
восстановителем, получается действием
щелочи на хлорид хрома CrСl2, получаемого
при взаимодействии Cr c НСl:

Соединения
Cr II неустойчивы и легко окисляются
кислородом воздуха:

Гидроксид
хрома III (Cr(OH)3)n
– это сложный полимер зеленого цвета,
не растворимый в воде, обладает амфотерными
свойствами – растворяется в кислотах
и в щелочах; реагирует с кислотами с
образованием солей хрома (III):

со
щелочами – с образованием сине-фиолетовых
растворов – гидроксохромитов:

При
сплавлении Cr(ОН)3 со щелочами получают
хромиты, а с избытком – метахромиты:

65. Хроматы и дихроматы

Хроматы
– соли хромовой кислоты Н2Сг04,
существующей лишь водных растворах с
концентрацией не выше 75 %. Валентность
хрома в хроматах – 6. Хроматы щелочных
металлов и магния имеют хорошую
растворимость в воде, а растворимость
щелочноземельных металлов очень резко
снижается в ряду CaCrO4 – SrCrO4 – BaCrO4 –
RaCrO4. Хроматы – желтые кристаллические
вещества – желтую окраску обеспечивает
хромат-ион Сг042-
. Дихроматы – соли дихромовой кислоты
Н2Сг07
. В отличие от хроматов, почти все
соли-дихроматы хорошо растворимы в
воде. Дихроматы имеют ярко-оранжевую
окраску, обеспеченную дихромат-ионом:
Сг072-.
Хромат и дихромат-ионы способны к
взаимопревращению в зависимости от
кислотности среды: если раствор
подкислить, то хромат-ионы будут
переходить в дихромат-ионы по схеме:

Если
добавить щелочи, то пойдет обратная
реакция:

Хроматы
получают взаимодействием оксида хрома
(VI) или раствора хромовой кислоты H2CrO4 с
оксидами, гидроксидами, карбонатами
металлов или при обменной реакции с
участием растворимых солей-хроматов,
или путем окисления комплексных солей
– гидроксохроматов в избыточном растворе
щелочи:

Хромат
калия K2CrO
4
– кристаллы желтого цвета, при нагревании
краснеют. Кристаллогидратов не образует.
Дихроматы – сильные окислители:

Получают
дихроматы из соединений Cr (III) в кислой
среде:

Дихромат
аммония (NH4)2Cr2O7 –
оранжевые кристаллы, не образует
кристаллогидратов. При слабом нагревании
он самовоспламеняется с выбросом искр
– раскаленных частиц Cr2O3
, N2 и паров воды – «химический вулкан».

Дихромат
калия K2Cr2O7?2H2O
и Na2Cr2O7
– хромпики, оранжево-красные кристаллы,
кристаллогидратов не образует.
Используется в пиротехнике, в хроматометрии,
в производстве спичек. Смесь равных
объемов раствора K2Cr2O7 и концентрированной
серной кислоты – хромовая смесь –
является очень сильным окислителем, в
лабораториях применяется для мытья
стеклянной посуды. Хроматы применяются
для протравы семян, при крашении, в
лакокрасочной, кожевенной (в качестве
дубящих реагентов кожи), текстильной
промышленности; используются в
лабораторном способе разделения
хрома-тов кальция, стронция и бария.

Наиболее
распространенным в природе, минералом
является минерал PbCrO
4
– крокоит
. Хромат – тарапакаит
и дихромат калия – лопецит
– также являются природными минералами.

Соседние файлы в предмете Медицинская химия

• #

  13.03.2016874.69 Кб110Bioorganika_metod.docx

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #