Неорганическая химия

 Главная   Общая  Неорганическая  Органическая  Физическая  Поиск реакции 

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:

4Cr + 3O2 = Cr2O3

галогенами – в атмосфере хлора хром сгорает:

2Cr + 3Cl2 = CrCl3

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:

Cr + 6CO = Cr(CO)6

Получение

Чистый хром получают методом алюмотермии:

Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3

Для металлургии хром получают в виде сплава с железом (феррохром) восстановлением хромистого железняка углем в электрической печи:

Fe(CrO2)2 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO

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):

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2

Который легко окисляется кислородом воздуха:

4CrCl2 + O2 +4 HCl = 4CrCl3 + 2H2O

а при отсутствии кислорода (или другого окислителя) медленно разлагает воду с выделением водорода:

2CrCl2 + 2H2O = 2Cr(OH)Cl2 + H2

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:

CrCl3 + 3NH3 + 3H2O = Cr(OH)3 + 3NH4Cl

Который растворяется как в избытке кислоты:

Cr(OH)3 + HCl = CrCl3 + 3H2O

Так и в избытке щелочи

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]

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:

Cr2O3 + 2KOH = 2KCrO2 + H2O

При этом получаются соединения, называемые хромитами. При сплавлении с дисульфитом калия Cr2O3 проявляет основные свойства:

Cr2O3 + 3K2S2O7 = Cr2(SO4)3 + 3K2SO4

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:

CrO3 + H2O = H2CrO4

В водном растворе это сильная кислота, в свободном состоянии хромовая кислота не выделена.

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2
CrO3 – сильный окислитель, контакт с окисляющимися веществами сопровождается воспламенением или взрывом.

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:

2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

в результате образования дихромата калия. В результате дальнейшего подкисления концентрированной серной кислотой при охлаждении образуются трихромат K2Cr3O10, тетрахромат K2Cr4O13 и выделяется хромовый ангидрид:

K2Cr2O7 + H2SO4 = CrO3 + K2SO4 + H2O

При действии на растворы дихромата (или полихроматов) щелочью все происходит в обратном порядке и в конце концов получантся снова хромат, например:

K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

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:

K2Cr2O7 + 3K2SO3 +4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3K2SO4 + 4H2O

В нейтральной среде образуется осадок Cr(OH)3:

K2Cr2O7 + 3(NH4)2S + H2O = 2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3 + 2KOH

А в щелочной – производные анионного аквакомплекса [Cr(OH)6]3-:

2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 2KOH + 2H2O = 2 K3[Cr(OH)6] + 3S + 6NH3

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:

2Cr2O3 + 4K2CO3 + 3O2 = 4K2CrO4 + 4CO2

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.



    © Короленко М.В., 2009-2016                      *7734*25*120*

          Индекс цитирования          Эта страница помогла? Покажите ее друзьям!