Неорганическая химия

 Справочник  

 Примеры 

 ЕГЭ 

 Химический калькулятор 

 Задать вопрос 

 Отзывы 

 Задачи с решениями 

 Фотоархив 

 Разное 

Хром

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.

Хром – металл серо-стального цвета, плотность 7,19 г/см³, плавится при 1890^oС, кипит при 2660^oС.

Технический хром очень тверд (царапает стекло), чистый хром пластичен, легко поддается ковке и прокатке.

При комнатной температуре хром малоактивен, из простых веществ непосредственно реагирует только со фтором. Выше 600^oС 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:

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%.

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

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 600-700^oС.

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 2265^оС), 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.

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 1000-1300^oС:

Соединения хрома применяют:

Cr₂O₃ – в качестве катализатора и абразивного материала (например, в оптической промышленности)

CrO₃ – для электролитического получения хрома и хромированных изделий.