Хром
Общая характеристика
Хром относится к побочной подгруппе VI группы Периодической системы. В природе существует в виде смеси 4-х стабильных изотопов, из которых наиболее распространен 52Cr (мольная доля 83,76%). В земной коре массовая доля хрома 8,310-3%, по распространенности хром на 22-м месте. В природе встресается только в виде соединений, наиболее распространенный минерал хрома - хромит FeOCr2O3. Элемент хром открыт в 1797 г французским химиком Вокленом.
Внешний электронный уровень хрома имеет строение 3s23p63d54s1, характерные степени окисления – от +1 до +6, наиболее устойчивы +2,+3,+6.
Физические свойства
Хром – металл серо-стального цвета, плотность 7,19 г/см3, плавится при 1890oС, кипит при 2660oС.
Технический хром очень тверд (царапает стекло), чистый хром пластичен, легко поддается ковке и прокатке.
Химические свойства
При комнатной температуре хром малоактивен, из простых веществ непосредственно реагирует только со фтором. Выше 600oС реагирует с кислородом:
галогенами – в атмосфере хлора хром сгорает:
Хром растворяется в разбавленных соляной и серной кислотах, в концентрированных серной и азотной кислотах хром пассивируется. После обработки концентрированной азотной кислотой хром теряет способность растворяться в кислотах.
Хром взаимодействуе при нагревании с угарным газом СО, образуя легко возгоняющийся карбонил хрома:
Получение
Чистый хром получают методом алюмотермии:
Для металлургии хром получают в виде сплава с железом (феррохром) восстановлением хромистого железняка углем в электрической печи:
Содержание хрома в полученном сплаве доходит до 60%.
Применение
Хром применяется:
1. в качестве легирующей добавки к многочисленным сплавам на основе железа (например, «нержавеющая» сталь).
2. в качестве защитных покрытий, наносимых обычно гальваническими методами.
Соединения хрома
Соединения хрома (II)
Ионный радиус Cr+2 - 0,083 нм, что близко к ионному радиусу Mg+2 – 0,074 нм, это вызывает сходство некоторых свойств соединений Mg+2 и Cr+2. Однако, в отличии от магния, все соединения хрома +2 – сильные восстановители, в кислой среде легко окисляются до соединений хрома +3.
В инертной атмосфере при растворении в соляной кислоте образуется хлорид хрома (II):
Который легко окисляется кислородом воздуха:
а при отсутствии кислорода (или другого окислителя) медленно разлагает воду с выделением водорода:
Оксид хрома (II) CrO (черного цвета) и гидроксид Cr(OH)2 (желтый) как и аналогичные соединения магния проявляют только основной характер. Гидроксид хрома (II) – основание, по силе похожее на гидроксид магния.
Соединения хрома (II) получают восстановлением соединений хрома (III) газообразным водородом при нагревании или в растворе водородом в момент выделения. Галогениды хрома (II) можно получить при взаимодействии металлического хрома с газообразными галогенводородами при 600-700oС.
Соединения хрома (III)
Степень окисления +3 для хрома самая устойчивая, в этой степени окисления соединения хрома имеют сходство с соединениями алюминия из-зa близости ионных радиусов: 0,064 нм для хрома +3 и 0,057 нм для алюминия +3. Для оксида и гидроксида хрома (III) характерна амфотерность, например, легко осаждаемый аммиаком из растворов солей хрома (III) гидроксид серо-зеленого цвета:
Который растворяется как в избытке кислоты:
Так и в избытке щелочи
Оксид хрома (III) – темно-зеленого цвета, кристаллическая структура типа корунда Al2O3, тугоплавкий (температура плавления 2265оС), химически инертен. В воде, кислотах и щелочах не растворяется. Амфотерность Cr2O3 проявляется при сплавлении его со щелочами или основными оксидами:
При этом получаются соединения, называемые хромитами. При сплавлении с дисульфитом калия Cr2O3 проявляет основные свойства:
Соли хрома (III) склонны к образованию кристаллогидратов, например CrCl36H2O, Cr2(SO4)318H2O и двойных солей KCr(SO4)212H2O – хромокалиевые квасцы.
При этом безводные соединения существенно отличаются по свойствам от соответствующих гидратов. Например безводный сульфат хрома хрома (III) розового цвета значительно хуже растворим в воде, чем фиолетовый Cr2(SO4)318H2O.
Соединения хрома (VI)
В этой степени окисления хром образует темно-красный оксид CrO3 (хромовый ангидрид), который легко растворяется в воде, образуя хромовую кислоту:
В водном растворе это сильная кислота, в свободном состоянии хромовая кислота не выделена.
Соли хромовой кислоты в свободном состоянии стабильны, склонны к полимеризации при действии кислот, например при подкислении раствора хромата калия цвет раствора меняется от желтого до оранжевого:
в результате образования дихромата калия. В результате дальнейшего подкисления концентрированной серной кислотой при охлаждении образуются трихромат K2Cr3O10, тетрахромат K2Cr4O13 и выделяется хромовый ангидрид:
При действии на растворы дихромата (или полихроматов) щелочью все происходит в обратном порядке и в конце концов получантся снова хромат, например:
Cоединения хрома +6 – сильные окислители, восстанавливаясь, переходят в соединения хрома +3. Конечный продукт восстановления зависит от среды. В кислой среде образуются ионы Cr3+ ( точнее, производные аквакомплекса [Cr(H2O)6]3+), например:
В нейтральной среде образуется осадок Cr(OH)3:
А в щелочной – производные анионного аквакомплекса [Cr(OH)6]3-:
Наиболее сильные окислительные свойства соединения хрома (VI) проявляют в кислой среде.
Хроматы натрия и калия получают сплавлением Cr2O3 с карбонатами на воздухе при 1000-1300oС:
Применение соединений хрома
Соединения хрома применяют:
Cr2O3 – в качестве катализатора и абразивного материала (например, в оптической промышленности)
CrO3 – для электролитического получения хрома и хромированных изделий.