1) Oxid chrómu (III).

Oxid chrómu možno získať:

Tepelný rozklad dvojchróman amónny:

(NH4)2C207Cr203 + N2 + 4H20

Redukcia dvojchrómanu draselného uhlíkom (koks) alebo sírou:

2K 2 Cr 2 O 7 + 3C 2Cr 2 O 3 + 2K 2 CO 3 + CO 2

K2Cr207 + S Cr203 + K2SO4

Oxid chrómu (III) má amfotérne vlastnosti.

S kyselinami tvorí oxid chrómový (III) soli:

Cr2O3 + 6HCl \u003d 2CrCl3 + 3H20

Pri legovaní oxidu chrómu (III) s oxidmi, hydroxidmi a uhličitanmi alkalických a kovy alkalických zemín chrómany (III), (chromity) vznikajú:

Cr2O3 + Ba (OH) 2 Ba (CrO 2) 2 + H20

Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 2NaCrO 2 + CO 2

S alkalickými taveninami oxidačných činidiel - chrómany (VI) (chrómany)

Cr203 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2H20

Cr203 + 3Br2 + 10NaOH = 2Na2Cr04 + 6NaBr + 5H20

Cr2O3 + O3 + 4KOH \u003d 2K2CrO4 + 2H20

Cr 2 O 3 + 3O 2 + 4Na 2 CO 3 \u003d 2Na 2 CrO 4 + 4CO 2

Cr 2 O 3 + 3NaNO 3 + 2Na 2 CO 3 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2 + 3NaNO 2

Cr 2 O 3 + KClO 3 + 2Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + KCl + 2CO 2

2) Hydroxid chromitý

Hydroxid chromitý (III) má amfotérne vlastnosti.

2Cr(OH)3 \u003d Cr203 + 3H20

2Cr(OH)3 + 3Br2 + 10KOH = 2K2Cr04 + 6KBr + 8H20

3) Soli chrómu (III)

2CrCl3 + 3Br2 + 16KOH = 2K2Cr04 + 6KBr + 6KCl + 8H20

2CrCl3 + 3H202 + 10NaOH = 2Na2Cr04 + 6NaCl + 8H20

Cr2(SO4)3 + 3H202 + 10NaOH \u003d 2Na2CrO4 + 3Na2S04 + 8H20

Cr2(S04)3 + 3Br2 + 16NaOH = 2Na2Cr04 + 6NaBr + 3Na2S04 + 8H20

Cr2(S04)3 + 6KMn04 + 16KOH = 2K2Cr04 + 6K2Mn04 + 3K2S04 + 8H20.

2Na3 + 3Br2 + 4NaOH \u003d 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H20

2K3 + 3Br2 + 4KOH = 2K2Cr04 + 6KBr + 8H20

2KCrO2 + 3PbO2 + 8KOH = 2K2CrO4 + 3K2Pb02 + 4H20

Cr2S3 + 30HN03 (konc.) \u003d 2Cr (N03)3 + 3H2S04 + 24N02 + 12H20

2CrCl3 + Zn = 2CrCl2 + ZnCl2

Chrómany (III) ľahko reagujú s kyselinami:

NaCrO2 + HCl (nedostatok) + H20 \u003d Cr (OH) 3 + NaCl

NaCr02 + 4HCl (nadbytok) = CrCl3 + NaCl + 2H20

K3 + 3CO2 \u003d Cr (OH) 3 ↓ + 3NaHC03

Úplne hydrolyzovaný v roztoku

NaCr02 + 2H20 \u003d Cr (OH) 3 ↓ + NaOH

Väčšina solí chrómu je vysoko rozpustná vo vode, ale ľahko sa hydrolyzuje:

Cr 3+ + HOH ↔ CrOH 2+ + H +

CrCl 3 + HOH ↔ CrOHCl 2 + HCl

Soli tvorené katiónmi chrómu (III) a aniónom slabej alebo prchavej kyseliny, v vodné roztokyúplne hydrolyzované:

Cr2S3 + 6H20 \u003d 2Cr (OH)3 ↓ + 3H2S

Zlúčeniny chrómu (VI).

1) Oxid chrómu (VI).

Oxid chrómu (VI). Vysoko jedovaté!

Oxid chromitý (VI) možno získať pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej na suché chrómany alebo dichrómany:

Na2Cr207 + 2H2S04 = 2Cr03 + 2NaHS04 + H20

Oxid kyseliny, ktorý interaguje so zásaditými oxidmi, zásadami, vodou:

CrO3 + Li20 → Li2Cr04

Cr03 + 2KOH -> K2Cr04 + H20

CrO3 + H20 \u003d H2CrO4

2Cr03 + H20 \u003d H2Cr20 7

Oxid chrómu (VI) je silné oxidačné činidlo: oxiduje uhlík, síru, jód, fosfor, pričom sa mení na oxid chrómu (III).

4Cr03 → 2Cr203 + 302.

4Cr03 + 3S = 2Cr203 + 3S02

Oxidácia soli:

2CrO3 + 3K2S03 + 3H2S04 \u003d 3K2S04 + Cr2(SO4)3 + 3H20

Oxidácia Organické zlúčeniny:

4CrO3 + C2H5OH + 6H2S04 = 2Cr2(S04)2 + 2C02 + 9H20

Silnými oxidačnými činidlami sú soli kyselín chrómových – chrómany a dichrómany. Redukčnými produktmi ktorých sú deriváty chrómu (III).

V neutrálnom prostredí vzniká hydroxid chrómový (III):

K2Cr207 + 3Na2S03 + 4H20 \u003d 2Cr (OH) 3 ↓ + 3Na2S04 + 2KOH

2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 2H20 = 2Cr(OH)3↓ + 3S↓ + 6NH3 + 4KOH

V alkalických - hydroxochromátoch (III):

2K2CrO4 + 3NH4HS + 5H20 + 2KOH = 3S + 2K3 + 3NH3H20

2Na2CrO4 + 3SO2 + 2H20 + 8NaOH \u003d 2Na3 + 3Na2S04

2Na2CrO4 + 3Na2S + 8H20 \u003d 3S + 2Na3 + 4NaOH

V kyslých chrómových (III) soliach:

3H2S + K2Cr207 + 4H2S04 = K2S04 + Cr2(S04)3 + 3S + 7H20

K2Cr207 + 7H2S04 + 6KI = Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2S04 + 7H20

K2Cr207 + 3H2S + 4H2S04 = K2S04 + Cr2(S04)3 + 3S + 7H20

8K2Cr207 + 3Ca3P2 + 64HCl = 3Ca3 (P04)2 + 16CrCl3 + 16KCl + 32H20

K2Cr207 + 7H2S04 + 6FeSO4 = Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2S04 + 7H20

K2Cr207 + 4H2S04 + 3KNO2 = Cr2(SO4)3 + 3KNO3 + K2S04 + 4H20

K2Cr207 + 14HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 7H20 + 2KCl

K2Cr207 + 3SO2 + 8HCl = 2KCl + 2CrCl3 + 3H2S04 + H20

2K2Cr04 + 16HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 8H20 + 4KCl

Regeneračný produkt v rôzne prostredia možno schematicky znázorniť:

H 2 O Cr(OH) 3 sivozelená zrazenina

K 2 CrO 4 (CrO 4 2–)

OH - 3 - smaragdovo zelený roztok

K 2 Cr 2 O 7 (Cr 2 O 7 2–) H + Cr 3+ modrofialový rozt.

Soli kyseliny chrómovej - chrómany - žltá farba a soli kyseliny dichrómovej - dichrómany - oranžová farba. Zmenou reakcie roztoku je možné uskutočniť vzájomnú premenu chrómanov na dichrómany:

2K2Cr04 + 2HCl (rozdiel) = K2Cr207 + 2KCl + H20

2K 2 CrO 4 + H 2 O + CO 2 \u003d K 2 Cr 2 O 7 + KHCO 3

kyslé prostredie

2СrO 4 2 – + 2H + Cr 2 O 7 2– + H 2 O

alkalické prostredie

Chromium. Zlúčeniny chrómu.

1. Sulfid chromitý bol spracovaný vodou, pričom sa uvoľnil plyn a zostala nerozpustná látka. K tejto látke sa pridal roztok lúhu sodného a prechádzal plynným chlórom, pričom roztok získal žltú farbu. Roztok sa okyslil kyselinou sírovou, v dôsledku čoho sa farba zmenila na oranžovú; plyn uvoľnený počas úpravy sulfidu vodou prechádzal cez výsledný roztok a farba roztoku sa zmenila na zelenú. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

2. Po krátkom zahriatí neznámej práškovej látky, oranžovej látky oranžovej farby, začne spontánna reakcia, ktorá je sprevádzaná zmenou farby na zelenú, uvoľňovaním plynu a iskier. Pevný zvyšok sa zmiešal s hydroxidom draselným a zahrial, výsledná látka sa pridala do zriedeného roztoku kyseliny chlorovodíkovej, vytvorila sa zelená zrazenina, ktorá sa rozpustila v prebytku kys. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

3. Dve soli zafarbia plameň Fialová. Jeden z nich je bezfarebný a pri miernom zahriatí s koncentrovanou kyselinou sírovou sa oddestiluje kvapalina, v ktorej sa rozpúšťa meď, posledná premena je sprevádzaná vývojom hnedého plynu. Keď sa do roztoku pridá druhá soľ roztoku kyseliny sírovej, žltá farba roztoku sa zmení na oranžovú a po neutralizácii vzniknutého roztoku alkáliou sa obnoví pôvodná farba. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

4. Hydroxid trojmocného chrómu spracovaný kyselinou chlorovodíkovou. K výslednému roztoku sa pridala potaš, zrazenina sa oddelila a pridala sa ku koncentrovanému roztoku hydroxidu draselného, ​​v dôsledku čoho sa zrazenina rozpustila. Po pridaní nadbytku kyseliny chlorovodíkovej sa získal zelený roztok. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

5. Pri pridávaní zriedenej kyseliny chlorovodíkovej do roztoku žltej soli, ktorá sfarbí plameň do fialova, sa farba zmení na oranžovočervenú. Po neutralizácii roztoku koncentrovanou zásadou sa farba roztoku vrátila na pôvodnú farbu. Keď sa k výslednej zmesi pridá chlorid bárnatý, vytvorí sa žltá zrazenina. Zrazenina sa odfiltrovala a k filtrátu sa pridal roztok dusičnanu strieborného. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

6. Soda sa pridala do roztoku síranu trojmocného chrómu. Vytvorená zrazenina sa oddelila, preniesla do roztoku hydroxidu sodného, ​​pridal sa bróm a zmes sa zahrievala. Po neutralizácii produktov reakcie kyselinou sírovou získa roztok oranžovú farbu, ktorá zmizne po prechode oxidu siričitého cez roztok. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

7) Prášok sulfidu chromitého bol spracovaný vodou. Na vzniknutú šedozelenú zrazeninu sa pôsobí chlórovou vodou v prítomnosti hydroxidu draselného. K výslednému žltému roztoku sa pridal roztok siričitanu draselného a opäť vypadla sivozelená zrazenina, ktorá sa kalcinovala až do konštantnej hmotnosti. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

8) Práškový sulfid chrómový sa rozpustil v kyseline sírovej. V tomto prípade sa uvoľnil plyn a vytvoril sa roztok. K výslednému roztoku sa pridal nadbytok roztoku amoniaku a plyn sa nechal prechádzať cez roztok dusičnanu olovnatého. Výsledná čierna zrazenina po spracovaní peroxidom vodíka zbelie. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

9) Dichróman amónny sa zahrievaním rozloží. Pevný produkt rozkladu sa rozpustil v kyseline sírovej. K výslednému roztoku sa pridával roztok hydroxidu sodného, ​​kým sa nevytvorila zrazenina. Po ďalšom pridaní hydroxidu sodného k zrazenine sa táto rozpustila. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

10) Oxid chromitý zreagovaný s hydroxidom draselným. Na výslednú látku sa pôsobilo kyselinou sírovou a z výsledného roztoku sa izolovala oranžová soľ. Na túto soľ sa pôsobí kyselinou bromovodíkovou. Výsledná jednoduchá látka reagovala so sírovodíkom. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

11. Chróm spálený v chlóre. Výsledná soľ reagovala s roztokom obsahujúcim peroxid vodíka a hydroxid sodný. K výslednému žltému roztoku sa pridal nadbytok kyseliny sírovej, farba roztoku sa zmenila na oranžovú. Keď oxid meďný reagoval s týmto roztokom, farba roztoku sa zmenila na modrozelenú. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

12. Dusičnan sodný sa tavil s oxidom chrómovým (III) v prítomnosti uhličitanu sodného. výsledný plyn reagoval s nadbytkom roztoku hydroxidu bárnatého za vzniku bielej zrazeniny. Zrazenina sa rozpustila v nadbytku roztoku kyseliny chlorovodíkovej a k výslednému roztoku sa pridával dusičnan strieborný, kým precipitácia neustala. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

13. Draslík bol zlúčený so sírou. Na výslednú soľ sa pôsobí kyselinou chlorovodíkovou. plyn uvoľnený pri tomto procese prechádzal cez roztok dvojchrómanu draselného v kyseline sírovej. vyzrážaná žltá látka sa odfiltrovala a spojila s hliníkom. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

14. Chróm horel v atmosfére chlóru. K výslednej soli sa po kvapkách pridával hydroxid draselný, kým neustalo zrážanie. Výsledná zrazenina sa oxidovala peroxidom vodíka v médiu žieravého draslíka a odparila sa. K výslednému tuhému zvyšku sa pridal nadbytok horúceho roztoku koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

Chromium. Zlúčeniny chrómu.

1) Cr2S3 + 6H20 \u003d 2Cr (OH)3↓ + 3H2S

2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10NaOH = 2Na2Cr04 + 6NaCl + 8H20

Na2Cr207 + 4H2S04 + 3H2S = Cr2(SO4)3 + Na2S04 + 3S↓ + 7H20

2) (NH4)2Cr207Cr203 + N2 + 4H20

Cr203 + 2KOH 2KCr02 + H20

KCrO 2 + H 2 O + HCl \u003d KCl + Cr (OH) 3 ↓

Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H20

3) KNO 3 (tuhá látka) + H2SO4 (konc.) HNO3 + KHS04

4HNO3 + Cu \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H20

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

K2Cr207 + 2KOH \u003d 2K2CrO4 + H2O

4) Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H20

2CrCl3 + 3K2CO3 + 3H20 \u003d 2Cr (OH)3↓ + 3C02 + 6KCl

Cr(OH)3 + 3KOH = K3

K3 + 6HCl \u003d CrCl3 + 3KCl + 6H20

5) 2K2Cr04 + 2HCl = K2Cr207 + 2KCl + H20

K2Cr207 + 2KOH \u003d 2K2CrO4 + H2O

K 2 CrO 4 + BaCl 2 = BaCrO 4 ↓ + 2 KCl

KCl + AgNO 3 = AgCl↓ + KNO 3

6) Cr2(SO4)3 + 3Na2C03 + 6H20 \u003d 2Cr (OH)3↓ + 3CO2 + 3K2S04

2Cr(OH)3 + 3Br2 + 10NaOH = 2Na2Cr04 + 6NaBr + 8H20

2Na2Cr04 + H2SO4 = Na2Cr207 + Na2S04 + H20

Na2Cr207 + H2S04 + 3SO2 = Cr2(SO4)3 + Na2S04 + H20

7) Cr2S3 + 6H20 \u003d 2Cr (OH)3↓ + 3H2S

2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2Cr04 + 6KCl + 8H20

2K2CrO4 + 3K2S03 + 5H20 = 2Cr(OH)2 + 3K2S04 + 4KOH

2Cr(OH)3Cr203 + 3H20

8) Cr2S3 + 3H2S04 = Cr2(S04)3 + 3H2S

Cr2 (SO 4) 3 + 6NH3 + 6H20 \u003d 2Cr (OH) 3 ↓ + 3 (NH 4) 2 SO 4

H2S + Pb (NO 3) 2 \u003d PbS + 2HNO 3

PbS + 4H202 \u003d PbSO4 + 4H20

9) (NH4)2Cr207Cr203 + N2 + 4H20

Cr203 + 3H2SO4 \u003d Cr2(SO4)3 + 3H20

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH \u003d 2Cr (OH) 3 ↓ + 3Na2S04

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3

10) Cr03 + 2KOH = K2Cr04 + H20

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 (rozdiel) \u003d K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

K2Cr207 + 14HBr = 3Br2 + 2CrBr3 + 7H20 + 2KBr

Br2 + H2S \u003d S + 2HBr

11) 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

2CrCl3 + 10NaOH + 3H202 = 2Na2Cr04 + 6NaCl + 8H20

2Na2Cr04 + H2SO4 = Na2Cr207 + Na2S04 + H20

Na2Cr207 + 3Cu20 + 10H2S04 = 6CuSO4 + Cr2(S04)3 + Na2S04 + 10H20

12) 3NaN03 + Cr203 + 2Na2C03 = 2Na2Cr04 + 3NaN02 + 2C02

C02 + Ba(OH)2 = BaC03↓ + H20

BaCO 3 + 2HCl \u003d BaCl 2 + CO 2 + H20

BaCl 2 + 2AgNO 3 \u003d 2AgCl ↓ + Ba (NO 3) 2

13) 2K + S = K2S

K2S + 2HCl \u003d 2KCl + H2S

3H2S + K2Cr207 + 4H2S04 = 3S + Cr2(S04)3 + K2S04 + 7H20

3S + 2Al \u003d Al 2 S 3

14) 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

CrCl3 + 3KOH \u003d 3KCl + Cr (OH)3 ↓

2Cr(OH)3 + 3H202 + 4KOH = 2K2Cr04 + 8H20

2K2Cr04 + 16HCl = 2CrCl3 + 4KCl + 3Cl2 + 8H20

Nekovy.

Skupina IV A (uhlík, kremík).

Uhlík. Zlúčeniny uhlíka.

I. Uhlík.

Uhlík môže vykazovať redukčné aj oxidačné vlastnosti. Obnovujúce vlastnosti uhlík sa prejavuje s jednoduchými látkami tvorenými nekovmi s vyššou hodnotou elektronegativity v porovnaní s ním (halogény, kyslík, síra, dusík), ako aj s oxidmi kovov, vodou a inými oxidačnými činidlami.

Pri zahrievaní prebytočným vzduchom grafit horí a vytvára oxid uhoľnatý (IV):

Pri nedostatku kyslíka môžete získať CO

Amorfný uhlík už pri izbovej teplote reaguje s fluórom.

C + 2F2 = CF4

Pri zahrievaní chlórom:

C + 2CI2 = CCI4

Pri silnejšom zahrievaní uhlík reaguje so sírou, kremíkom:

Pôsobením elektrického výboja sa uhlík spája s dusíkom a vytvára diacín:

2C + N2 → N ≡ C - C ≡ N

V prítomnosti katalyzátora (niklu) a pri zahrievaní uhlík reaguje s vodíkom:

C + 2H2 = CH4

S vodou tvorí horúci koks zmes plynov:

C + H20 \u003d CO + H2

Redukčné vlastnosti uhlíka sa využívajú v pyrometalurgii:

C + CuO = Cu + CO

Pri zahrievaní oxidmi aktívnych kovov vytvára uhlík karbidy:

3C + CaO \u003d CaC2 + CO

9С + 2Al 2 O 3 \u003d Al 4 C 3 + 6CO

2C + Na2S04 \u003d Na2S + CO2

2C + Na2C03 \u003d 2Na + 3CO

Uhlík je oxidovaný takými silnými oxidačnými činidlami, ako sú koncentrované kyseliny sírové a dusičné, iné oxidačné činidlá:

C + 4HN03 (konc.) = C02 + 4N02 + 2H20

C + 2H2S04 (konc.) \u003d 2S02 + CO2 + 2H20

3C + 8H2SO4 + 2K2Cr207 \u003d 2Cr2(SO4)3 + 2K2S04 + 3C02 + 8H20

V reakciách s aktívne kovy uhlík má vlastnosti oxidačného činidla. V tomto prípade sa tvoria karbidy:

4C + 3Al \u003d Al 4C 3

Karbidy podliehajú hydrolýze, pričom vznikajú uhľovodíky:

Al 4 C 3 + 12 H 2 O \u003d 4 Al (OH) 3 + 3CH 4

CaC2 + 2H20 \u003d Ca (OH)2 + C2H2

Prevodník dĺžky a vzdialenosti Prevodník hmotnosti Hromadný konvertor objemu potravín a potravín Konvertor objemu a jednotiek receptov Konvertor teploty Konvertor tlaku, stresu, modulu Youngovho modulu Konvertor energie a práce Konvertor energie Konvertor sily Konvertor času Konvertor lineárnej rýchlosti Konvertor s plochým uhlom Tepelná účinnosť a palivová účinnosť Konvertor čísel v rôznych číselných sústavách Prevodník jednotiek merania množstva informácií Menové kurzy Rozmery dámskeho oblečenia a obuvi Rozmery pánskeho oblečenia a obuvi Menič uhlovej rýchlosti a frekvencie otáčania Menič zrýchlenia Menič uhlového zrýchlenia Menič hustoty Menič špecifického objemu Moment meniča zotrvačnosti Moment meniča sily Torque Converter Converter špecifické teplo Výhrevnosť (hmotnosť) Hustota energie a merná výhrevnosť (objem) Konvertor Teplotný rozdiel Konvertor Koeficient tepelnej rozťažnosti Konvertor Tepelný odpor Konvertor Tepelná vodivosť Konvertor Konvertor špecifické teplo Vystavenie energie a tepelnému žiareniu Konvertor výkonu Konvertor hustoty tepelného toku Koeficient prenosu tepla Konvertor objemového toku Konvertor hmotnostného toku Konvertor molárneho toku Konvertor hmotnostného toku hustoty molárnej koncentrácie Konvertor hmotnostnej koncentrácie v roztoku Konvertor Dynamická (absolútna) Viskozita Konvertor Kinematická povrchová viskozita Tenká viskozita Konvertor Konvertor Hustota toku vodnej pary Konvertor hladiny zvuku Konvertor mikrofónu Prevodník citlivosti Hladina akustického tlaku (SPL) Konvertor Konvertor hladiny akustického tlaku s voliteľným referenčným tlakom Konvertor jasu Prevodník svetelnej intenzity Prevodník osvetlenia Konvertor počítačovej grafiky Dĺžka Konvertor Frekvencia a vlnová dĺžka Konvertor Výkon v dioptriách Konvertor dioptrií a zväčšenia šošovky (×). nabíjačka Prevodník lineárnej hustoty náboja Prevodník hustoty povrchového náboja Prevodník hustoty objemu náboja Prevodník hustoty náboja elektrický prúd Prevodník hustoty lineárneho prúdu Prevodník hustoty povrchového prúdu Prevodník napätia elektrické pole Konvertor elektrostatického potenciálu a napätia Konvertor elektrického odporu Konvertor elektrického odporu Konvertor elektrickej vodivosti Konvertor elektrickej vodivosti Konvertor kapacitnej indukčnosti Konvertor American Wire Gauge Converter Úrovne v dBm (dBm alebo dBmW), dBV (dBV), wattoch atď. magnetické pole Prevodník magnetického toku Prevodník magnetickej indukcie žiarenia. Konvertor rádioaktivity absorbovaného dávkového príkonu ionizujúceho žiarenia. Konvertor rádioaktívny rozpadŽiarenie. Prevodník dávky expozície Žiarenie. Prevodník absorbovanej dávky Prevodník desiatkovej predpony Prenos údajov Prevodník typografických a zobrazovacích jednotiek Drevo Objem Prevodník jednotiek Výpočet molárna hmota Periodický systém chemické prvky D. I. Mendelejev

Chemický vzorec

Molová hmotnosť Cr 2 S 3, sulfid chromitý 200.1872 g/mol

51,9961 2+32,065 3

Hmotnostné zlomky prvkov v zlúčenine

Použitie kalkulačky molárnej hmotnosti

• V chemických vzorcoch sa musia rozlišovať malé a veľké písmená
• Indexy sa zadávajú ako bežné čísla
• Ukážte na stredná čiara(znamienko násobenia), používané napríklad vo vzorcoch kryštalických hydrátov, sa nahrádza pravidelnou bodkou.
• Príklad: namiesto CuSO₄ 5H2O konvertor používa hláskovanie CuSO4.5H2O na uľahčenie zadávania.

Kalkulačka molárnej hmotnosti

Krtko

Všetky látky sa skladajú z atómov a molekúl. V chémii je dôležité presne zmerať hmotnosť látok vstupujúcich do reakcie a z nej vyplývajúcich. Podľa definície je mol jednotkou SI pre množstvo látky. Jeden krtek obsahuje presne 6,02214076×10²³ elementárne častice. Táto hodnota sa číselne rovná Avogadrovej konštante N A, keď je vyjadrená v jednotkách mólov⁻¹ a nazýva sa Avogadrovo číslo. Množstvo látky (symbol n) systému je mierou počtu konštrukčných prvkov. Štrukturálnym prvkom môže byť atóm, molekula, ión, elektrón alebo akákoľvek častica alebo skupina častíc.

Avogadrova konštanta NA = 6,02214076 × 10²³ mol⁻¹. Avogadroovo číslo je 6,02214076×10²³.

Inými slovami, mol je množstvo látky, ktoré sa svojou hmotnosťou rovná súčtu atómových hmotností atómov a molekúl látky, vynásobeným číslom Avogadro. Krtek je jednou zo siedmich základných jednotiek sústavy SI a označuje sa krtkom. Od názvu jednotky a jej symbol zhodujú, treba poznamenať, že symbol nie je odmietnutý, na rozdiel od názvu jednotky, ktorý je možné odmietnuť podľa obvyklých pravidiel ruského jazyka. Jeden mol čistého uhlíka-12 sa rovná presne 12 gramom.

Molárna hmota

Molárna hmota - fyzické vlastníctvo látka, definovaná ako pomer hmotnosti tejto látky k množstvu látky v móloch. Inými slovami, je to hmotnosť jedného mólu látky. V sústave SI je jednotkou molárnej hmotnosti kilogram/mol (kg/mol). Chemici sú však zvyknutí používať vhodnejšiu jednotku g/mol.

molárna hmotnosť = g/mol

Molová hmotnosť prvkov a zlúčenín

Zlúčeniny sú látky zložené z rôzne atómy ktoré sú navzájom chemicky príbuzné. Napríklad nasledujúce látky, ktoré možno nájsť v kuchyni každej ženy v domácnosti, sú chemické zlúčeniny:

• soľ (chlorid sodný) NaCl
• cukor (sacharóza) C1₂H₂₂O₁₁
• ocot (roztok octová kyselina)CH3COOH

Molárna hmotnosť chemických prvkov v gramoch na mol je číselne rovnaká ako hmotnosť atómov prvku, vyjadrená v atómových hmotnostných jednotkách (alebo daltonoch). Molárna hmotnosť zlúčenín sa rovná súčtu molárnych hmotností prvkov, ktoré tvoria zlúčeninu, berúc do úvahy počet atómov v zlúčenine. Napríklad molárna hmotnosť vody (H2O) je približne 1 × 2 + 16 = 18 g/mol.

Molekulová hmotnosť

Molekulová hmotnosť (starý názov je molekulová hmotnosť) je hmotnosť molekuly, vypočítaná ako súčet hmotností každého atómu, ktorý tvorí molekulu, vynásobený počtom atómov v tejto molekule. Molekulová hmotnosť je bezrozmerný fyzikálne množstvo, ktoré sa číselne rovná molárnej hmotnosti. teda molekulová hmotnosť sa líši od molárnej hmotnosti rozmermi. Hoci molekulová hmotnosť je bezrozmerná veličina, stále má hodnotu nazývanú jednotka atómovej hmotnosti (amu) alebo dalton (Da) a približne sa rovná hmotnosti jedného protónu alebo neutrónu. Jednotka atómovej hmotnosti sa tiež číselne rovná 1 g/mol.

Výpočet molárnej hmotnosti

Molárna hmotnosť sa vypočíta takto:

• definovať atómové hmotnosti prvky podľa periodickej tabuľky;
• určiť počet atómov každého prvku vo vzorci zlúčeniny;
• určiť molárnu hmotnosť sčítaním atómových hmotností prvkov obsiahnutých v zlúčenine vynásobených ich počtom.

Vypočítajme napríklad molárnu hmotnosť kyseliny octovej

Skladá sa to z:

• dva atómy uhlíka
• štyri atómy vodíka
• dva atómy kyslíka

• uhlík C = 2 × 12,0107 g/mol = 24,0214 g/mol
• vodík H = 4 x 1,00794 g/mol = 4,03176 g/mol
• kyslík O = 2 × 15,9994 g/mol = 31,9988 g/mol
• molárna hmotnosť = 24,0214 + 4,03176 + 31,9988 = 60,05196 g/mol

Naša kalkulačka to robí. Môžete do nej zadať vzorec kyseliny octovej a skontrolovať, čo sa stane.

Zdá sa vám ťažké preložiť merné jednotky z jedného jazyka do druhého? Kolegovia sú pripravení vám pomôcť. Uverejnite otázku v TCTerms a do niekoľkých minút dostanete odpoveď.

Stabilita sulfidov kovov šiestej skupiny sa zvyšuje so znižovaním oxidačných vlastností atómu kovu, to znamená so znižovaním stupňa oxidácie a pri pohybe nadol po skupine. Nemožnosť získania chalkogenidov chrómu (VI) sa vysvetľuje vysokou oxidačnou schopnosťou chrómu v najvyšší stupeň oxidácia, zatiaľ čo takéto zlúčeniny sú známe pre molybdén a volfrám.

Pri tavení chrómu so sírou vzniká lesklá čierna hmota, pozostávajúca zo zmesi sulfidov - okrem CrS a Cr 2 S 3 obsahuje aj intermediárne sulfidové fázy Cr 3 S 4, Cr 5 S 6, Cr 7 S 8 (obr. 5.33 Fázový diagram sústavy Cr-S). (Poznámka: Je známy aj disulfid chrómový CrS2: A. Lafond, C. Deudon a kol., Eur. J. Solid State Inorg. Chem., 1994, 31, 967) Čierny sulfid chrómový (II) možno vyzrážať z vodného soľný roztok sulfidu chromitého sodného alebo získaného prechodom sírovodíka cez bezvodý chlorid chromitý pri 440 °C, redukciou sírovodíka (III) vodíkom a oxid uhoľnatý. Rovnako ako sulfidy iných katiónov s dvojitým nábojom má štruktúru arzenidu niklu. Na rozdiel od toho sulfid chrómový (III) nemôže byť vyzrážaný z vodných roztokov kvôli úplnej ireverzibilnej hydrolýze. Čistý kryštalický Cr 2 S 3 sa získa prechodom prúdu suchého sírovodíka cez bezvodý chlorid chrómu:

3H2S + 2CrCl3 \u003d Cr2S3 + 6HCl.

Sulfid získaný týmto spôsobom sú čierne hexagonálne lamelárne kryštály, ako je sulfid chrómový, nerozpustný vo vode a neoxidačných kyselinách. Oba sulfidy sa rozkladajú koncentrovanými alkalickými roztokmi, kyselina dusičná a kráľovská vodka:

Cr2S3 + 24HN03 \u003d 2Cr (N03)3 + 18N02 + 3S02 + 12H20.

Známe sú aj tiosoli chrómu, čo sú vlastne zmiešané sulfidy. Vo vodných roztokoch sú stabilné len v alkalickom prostredí a s nadbytkom sulfidových iónov. Tmavosivý prášok tiochrómanu sodného (III) NaCrS 2 sa získava redukciou chrómanu sírou v roztavenom uhličitane sodnom pri 800 °C alebo tavením oxidu chromitého so sírou a uhličitanom sodným:

Cr 2 O 3 + 6S + Na 2 CO 3 \u003d 2NaCrS 2 + 2SO 2 + CO 2

Látka má vrstvenú štruktúru, v ktorej sú vrstvy oktaérov CrS 6, vzájomne prepojené hranami, oddelené iónmi sodíka. Podobný lítiový derivát LiCrS2 má (B. van Laar, D. J. W. Ijdo, J. Solid State Chem., 1971, 3, 590). Pri varení alkalických roztokov tiochrómanov alkalických kovov so soľami železa (II), kobaltu, niklu, striebra, zinku, kadmia, mangánu (II) a iných kovov sa vyzrážajú tiochromáty M I CrS 2 a M II Cr 2 S 4 . Tiochromát kademnatý (III) vzniká tiež interakciou tiomočoviny so soľou chrómu (III) a amónianom kademnatým:

2Cr3 + Cd(NH3)42+ + 4(NH2)2CS + 8OH- = CdCr2S4 + 4CH2N2 + 8H20 + 4NH3.

(R. S. Mane, B. R. Sankapal, K. M. Gadave, C. D. Lokhande, Mater. Res. Bull. 1999, 34, 2035).

Tiochromáty (III) sú polovodiče s antiferomagnetickými vlastnosťami a možno ich použiť ako magnetooptické materiály, ktorých optické vlastnosti sa menia vplyvom magnetického poľa.

Pre molybdén a volfrám sú sulfidy opísané v rôznych oxidačných stupňoch od +2 do +6. Keď sírovodík prechádza cez mierne okyslené roztoky molybdénanov a volfrámov, hnedé trisulfidové hydráty sa vyzrážajú:

(NH4)6Mo7024 + 21H2S + 3H2S04 \u003d 7MoS3¯ + 3 (NH4)2S04 + 24H20.

Štruktúra týchto zlúčenín ešte nebola študovaná. V silne kyslom prostredí sa roztok stáva modrým alebo hnedým v dôsledku redukcie molybdénanových iónov. Ak sa do počiatočného roztoku molybdénanu pridá zásada, dochádza k postupnému nahrádzaniu atómov kyslíka v molybdénanových iónoch atómami síry MoO 4 2–, MoSO 3 2–, MoS 2 O 2 2–, MoS 3 O 2–, MoS 4 2– – roztok v rovnakom čase najskôr zožltne a potom sa sfarbí do tmavočervena. V chlade sa z nej dajú izolovať červené kryštály tiosoli, napríklad (NH 4) 2 MoS 4. Podobne ako iné tiosoli, aj tiomolybdénany a tiowolframany sú stabilné iba v neutrálnom a alkalickom prostredí a po okyslení sa rozkladajú, pričom uvoľňujú sírovodík a menia sa na sulfidy:

(NH4)2MoS4 + 2HCl = MoS3¯ + 2NH4Cl + H2S.

Tiomolybdénanové a tiowolframanové ióny majú tvar pravidelného štvorstenu.

Ióny MoS 4 2– sú v dôsledku prítomnosti atómov síry schopné pôsobiť ako mostíkové ligandy, ktoré tvoria komplexy s prechodnými kovmi, ktoré majú polymérnu štruktúru, napríklad n n – . Je zaujímavé, že zatiaľ neboli získané tioanalógy izopolymolybdénanov a izopolywolframanov.

Energie d-orbitálov Mo a W sú energeticky bližšie k p-orbitálom síry ako kyslík, takže väzba M═S sa ukazuje ako kovalentná a silnejšia ako väzba M═O (M = Mo, W ) v dôsledku silnej väzby pp-dp. To vysvetľuje, prečo mäkké zásady, ako je S2-, tvoria silné zlúčeniny s molybdénom a volfrámom, čo sú mäkké kyseliny.

Bezvodé trisulfidy vznikajú miernym zahrievaním amónnych tiosolí:

(NH4)2MoS4 = MoS3 + 2NH3 + H2S.

Pri silnom zahriatí strácajú síru:

MoS 3 ¾¾ → MoS 2 + S.

Tiometaláty sa používajú na syntézu komplexných tiokomplexov, napríklad kubán obsahujúci klaster M4S4.

Známe sú aj selenometaláty, ktoré vznikajú interakciou triselenidu draselného K 2 Se 3 s hexakarbonylmi molybdénu a volfrámu M(CO) 6. Neboli získané zlúčeniny obsahujúce ióny.

Pri interakcii molybdénu alebo volfrámu so sírou v širokom rozsahu teplôt sú najstabilnejšou fázou disulfidy MS 2 s dvojitými vrstvami atómov síry, v strede ktorých sa nachádzajú atómy molybdénu v trigonálno-prizmatických dutinách (obr. 5.34. Kryštál štruktúra MoS 2: (a) všeobecná forma, (b, c) projekcie pozdĺž súradnicové roviny) (V. L. Kalikhman, Izv. AN SSSR, Anorganic Materials, 1983, 19(7), 1060). Dvojité vrstvy sú navzájom spojené len slabými van der Waalsovými silami, čo spôsobuje silnú anizotropiu vlastností látky – je mäkká, ako grafit, a ľahko sa delí na samostatné vločky. Vrstvená štruktúra a chemická inertnosť vysvetľujú podobnosť MoS 2 s grafitom a jeho vlastnosti ako tuhé mazivo. Podobne ako grafit, disulfidy tvoria interkalované zlúčeniny s alkalickými kovmi, ako je LixMoS2. Vo vode sa interkaláty rozkladajú a vytvárajú jemný prášok sulfidu molybdénu.

Prírodný minerál molybdenit MoS 2 je taký mäkký, že môže zanechať stopu na hárku papiera. Vďaka nízkemu koeficientu trenia sa jeho prášok používa ako zložka mazív pre spaľovacie motory, klzné ložiská a prístrojové zostavy pracujúce pri veľkom zaťažení. Disulfidy sú žiaruvzdorné (T pl. MoS 2 2100 o C) a skôr inertné látky, ktoré sa rozkladajú iba pôsobením alkálií a oxidačných kyselín - aqua regia, vriaca koncentrovaná kyselina sírová, zmes kyseliny dusičnej a fluorovodíkovej. Pri silnom zahriatí na vzduchu horia, oxidujú na vyššie oxidy:

2MoS 2 + 7O 2 \u003d 2MoO 3 + 4SO 2,

a v atmosfére chlóru - na chloridy MoCl 5 a WCl 6.

Vhodnými metódami na získanie disulfidov je fúzia oxidov MO3 s prebytkom síry v prítomnosti potaše K2CO3

2W03 + 7S = 2WS2 + 3S02

reakcia chloridu molybdénového so sulfidom sodným (P.R. Bonneau a kol., Inorg. Synth. 1995, 30, 33):

2MoCl5 + 5Na2S = 2MoS2 + 10NaCl + S.

Na spustenie tejto reakcie je potrebné zahrievanie, ale potom v dôsledku uvoľnenia tepla zmes zložiek veľmi rýchlo vyhorí.

Z roztokov obsahujúcich ióny molybdénu (V) sa môže napríklad sírovodíkom vyzrážať sulfid 2–, Mo 2 S 5 . Monosulfid MoS sa tvorí zahrievaním stechiometrických množstiev molybdénu a síry vo evakuovanej ampulke.

Doplnenie. Chevreulove fázy a iné tiomolybénové klastre. Mo 3 S 4 sulfid je klastrová zlúčenina pozostávajúca zo skupín Mo 6 S 8, v ktorých sú atómy molybdénu umiestnené vo vrcholoch silne deformovaného oktaédra. Dôvodom skreslenia Mo 6 S 8 je jeho elektrón-deficientný charakter - chýbajú štyri elektróny na vyplnenie všetkých väzbových orbitálov. To je dôvod, prečo táto zlúčenina ľahko reaguje s kovmi - donormi elektrónov. V tomto prípade vznikajú Chevrelove fázy M x Mo 6 S 8, kde M je d- alebo p-kov, napríklad Cu, Co, Fe, Pb, Sn. Mnohí z nich majú kryštálová mriežka typu CsCl, v uzloch ktorého sa nachádzajú katióny kovov a klastrové anióny 2 - (obr. 5.35. Štruktúra Chevrelovej fázy PbMo 6 S 8). Elektrónový prechod Mo 6 S 8 + 2e - ¾® 2 - vedie k spevneniu kryštálovej štruktúry a spevneniu Mo-Mo väzby. Chevrelove fázy sú praktického záujmu vďaka svojim polovodičovým vlastnostiam – zachovávajú si supravodivosť až do teploty 14 K v prítomnosti silných magnetických polí, čo umožňuje ich využitie na výrobu supervýkonných magnetov. Syntéza týchto zlúčenín sa zvyčajne uskutočňuje žíhaním stechiometrických množstiev prvkov:

Pb + 6Mo + 8S ¾¾® PbMo 6 S 8

Podobné látky boli získané v prípade selénu a telúru, zatiaľ čo volfrámové analógy Chevreulových fáz nie sú dodnes známe.

Veľké číslo klastre tiomolybdénu sa získali vo vodných roztokoch počas redukcie tiomolybdénanov. Najznámejší je štvorjadrový zhluk 5+, v ktorom atómy síry a molybdénu zaberajú opačné vrcholy kocky (obr. 5.36. n+). Koordinačná sféra molybdénu je doplnená až šiestimi molekulami vody alebo inými ligandami. Zoskupenie Mo 4 S 4 sa zachováva počas oxidácie a redukcie:

E--e-

4+ ¾ 5+ ¾® 6+ .

Atómy molybdénu môžu byť nahradené atómami iných kovov, napríklad medi alebo železa, za vzniku heterometalických zhlukov typu [Mo 3 CuS 4 (H 2 O) 10] 5+. Takéto tioklastre sú aktívnymi centrami mnohých enzýmov, napríklad ferodoxínu (obr. 5.37. Aktívne centrum ferodoxínu). Štúdium zlúčenín, v ktorých sú zahrnuté, odhalí mechanizmus účinku dusíka, enzýmu železa a molybdénu, ktorý hrá dôležitú úlohu pri fixácii vzdušného dusíka baktériami.

KONIEC DOPLNKU

5.11. Karbidy, nitridy a boridy prvkov 6. skupiny

S uhlíkom, chrómom, molybdénom a volfrámom, podobne ako ostatné d-kovy, tvoria karbidy - tvrdé a vysokotaviteľné (2400-2800 o C) zlúčeniny s delokalizovanými kovová väzba. Získajte ich interakciou vhodných množstiev jednoduché látky pri vysokej teplote (1000-2000 °C), ako aj redukciu oxidov uhlíkom, napr.

2MoO3 + 7C \u003d Mo2C + 6CO.

Karbidy sú nestechiometrické zlúčeniny so širokým (až niekoľko at. % C) rozsahom homogenity. V karbidoch typu М2С tvoria atómy kovu najbližšiu šesťuholníkovú výplň, v ktorej oktaedrických dutinách sú štatisticky interkalované atómy C. Monokarbidy MC patria do štruktúrneho typu NiAs a nie sú intersticiálnymi fázami. Spolu s výnimočnou tepelnou odolnosťou a žiaruvzdornosťou majú karbidy vysokú odolnosť proti korózii. WC sa napríklad nerozpúšťa ani v zmesi kyseliny dusičnej a fluorovodíkovej, do 400 °C nereaguje s chlórom. Na základe týchto látok sa vyrábajú supertvrdé a žiaruvzdorné zliatiny. Tvrdosť monokarbidu volfrámu je blízka tvrdosti diamantu, preto sa používa na výrobu reznej časti fréz a vrtákov.

Nitridy MN a M 2 N sa získavajú interakciou kovov s dusíkom alebo amoniakom a fosfidy MP 2, MP 4, M 2 P - z jednoduchých látok, ako aj zahrievaním halogenidov s fosfínom. Podobne ako karbidy ide o nestechiometrické, vysoko tvrdé, chemicky inertné a žiaruvzdorné (2000-2500 o C) látky.

Boridy kovov šiestej skupiny môžu v závislosti od obsahu bóru obsahovať izolované (M 2 B), reťazce (MB) a siete (MB 2) a trojrozmerné štruktúry (MB 12) atómov bóru. Vyznačujú sa tiež vysokou tvrdosťou, tepelnou odolnosťou a chemickou odolnosťou. Termodynamicky sú pevnejšie ako karbidy. Boridy sa používajú na výrobu častí prúdových motorov, lopatiek plynových turbín atď.