Хром (Cr), химический элемент VI группы периодической системы Менделеева. Относится к переходным металлом с атомным номером 24 и атомной массой 51,996. В переводе с греческого, название металла означает «цвет». Такому названию металл обязан разнообразной цветовой гамме, которая присуща его различным соединениям.

Физические характеристики хрома

Металл обладает достаточной твердостью и хрупкостью одновременно. По шкале Мооса твердость хрома оценивается в 5,5. Этот показатель означает, что хром имеет максимальную твердость из всех известных на сегодня металлов, после урана, иридия, вольфрама и бериллия. Для простого вещества хрома характерен голубовато-белый окрас.

Металл не относится к редким элементам. Его концентрация в земной коре достигает 0,02% масс. долей. В чистом виде хром не встречается никогда. Он содержится в минералах и рудах, которые являются главным источником добычи металла. Хромит (хромистый железняк, FeO*Cr 2 O 3) считается основным соединением хрома. Еще одним достаточно распространенным, однако менее важным минералом, является крокоит PbCrO 4 .

Металл легко поддается плавке при температуре 1907 0 С (2180 0 К или 3465 0 F). При температуре в 2672 0 С - закипает. Атомная масса металла составляет 51,996 г/моль.

Хром является уникальным металлом благодаря своим магнитным свойствам. В условиях комнатной температуры ему присуще антиферромагнитное упорядочение, в то время, как другие металлы обладают им в условиях исключительно пониженных температур. Однако, если хром нагреть выше 37 0 С, физические свойства хрома изменяются. Так, существенно меняется электросопротивление и коэффициент линейного расширения, модуль упругости достигает минимального значения, а внутреннее трение значительно увеличивается. Такое явление связано с прохождением точки Нееля, при которой антиферромагнитные свойства материала способны изменяться на парамагнитные. Это означает, что первый уровень пройден, и вещество резко увеличилось в объеме.

Строение хрома представляет собой объемно-центрированную решетку, благодаря которой металл характеризуется температурой хрупко-вязкого периода. Однако, в случае с данным металлом, огромное значение имеет степень чистоты, поэтому, величина находится в пределах -50 0 С - +350 0 С. Как показывает практика, раскристаллизированный металл не имеет никакой пластичности, но мягкий отжиг и формовка делают его ковким.

Химические свойства хрома

Атом имеет следующую внешнюю конфигурацию: 3d 5 4s 1 . Как правило, в соединениях хром имеет следующие степени окисления: +2, +3, +6, среди которых наибольшую устойчивость проявляет Сr 3+ .Кроме этого существуют и другие соединения, в которых хром проявляет совершенно иную степень окисления, а именно: +1, +4, +5.

Металл не отличается особой химической активностью. Во время нахождения хрома в обычных условиях, металл проявляет устойчивость к влаге и кислороду. Однако, данная характеристика не относится к соединению хрома и фтора - CrF 3 , которое при воздействии температур, превышающих 600 0 С, взаимодействует с парами воды, образуя в результате реакции Сr 2 О 3 , а также азотом, углеродом и серой.

Во время нагревания металлического хрома, он взаимодействует с галогенами, серой, кремнием, бором, углеродом, а также некоторыми другими элементами, в результате чего получаются следующие химические реакции хрома:

Cr + 2F 2 = CrF 4 (с примесью CrF 5)

2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3

2Cr + 3S = Cr 2 S 3

Хроматы можно получить, если нагреть хром с расплавленной содой на воздухе, нитратами или хлоратами щелочных металлов:

2Cr + 2Na 2 CO 3 + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2 .

Хром не обладает токсичностью, чего нельзя сказать о некоторых его соединениях. Как известно, пыль данного металла, при попадании в организм, может раздражать легкие, через кожу она не усваивается. Но, поскольку в чистом виде он не встречается, то его попадание в человеческий организм является невозможным.

Трехвалентный хром попадает в окружающую среду во время добычи и переработки хромовой руды. В человеческий организм попадание хрома вероятно в виде пищевой добавки, используемой в программах по похудению. Хром с валентностью, равной +3, является активным участником синтеза глюкозы. Ученые установили, что излишнее употребление хрома особого вреда человеческому организму не наносит, поскольку не происходит его всасывание, однако, он способен накапливаться в организме.

Соединения, в котором участвует шестивалентный металл, являются крайне токсичными. Вероятность их попадания в человеческий организм появляется во время производства хроматов, хромирования предметов, во время проведения некоторых сварочных работ. Попадание такого хрома в организм чревато серьезными последствиями, так как соединения, в которых присутствует шестивалентный элемент, представляют собой сильные окислители. Поэтому, могут вызвать кровотечение в желудке и кишечнике, иногда с прободением кишечника. При попадании таких соединений на кожу возникают сильные химические реакции в виде ожогов, воспалений, возникновения язв.

В зависимости от качества хрома, которое необходимо получить на выходе, существует несколько способов производства металла: электролизом концентрированных водных растворов оксида хрома, электролизом сульфатов, а также восстановлением оксидом кремния. Однако, последний способ не очень популярен, так как при нем на выходе получается хром с огромным количеством примесей. Кроме того, он также является экономически невыгодным.

Характерные степени окисления хрома

Степень окисления	Оксид	Гидроксид	Характер	Преобладающие формы в растворах	Примечания
+2	CrO (чёрный)	Cr(OH)2 (желтый)	Основный	Cr2+ (соли голубого цвета)	Очень сильный восстановитель
	Cr2O3 (зелёный)	Cr(OH)3 (серо-зеленый)	Амфотерный	Cr3+ (зеленые или лиловые соли) - (зелёный)
+4	CrO2	не существует	Несолеобразующий	-	Встречается редко, малохарактерна
+6	CrO3 (красный)	H2CrO4 H2Cr2O7	Кислотный	CrO42- (хроматы, желтые) Cr2O72- (дихроматы, оранжевые)	Переход зависит от рН среды. Сильнейший окислитель, гигроскопичен, очень ядовит.

Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома с различной степенью окисления.

Хром. Строение атома. Возможные степени окисления. Кислотно-основные свойства. Применение.

Cr +24)2)8)13)1

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6.

C увеличением степени окисления возрастают кислотные и окислительные свойства. Хром Производные Сr2+ - очень сильные восстановители. Ион Сr2+ образуется на первой стадии растворения Хрома в кислотах или при восстановлении Сr3+ в кислом растворе цинком. Гидрат закиси Сr(ОН)2 при обезвоживании переходит в Сr2О3. Соединения Сr3+ устойчивы на воздухе. Могут быть и восстановителями и окислителями. Сr3+ можно восстановить в кислом растворе цинком до Сr2+ или окислить в щелочном растворе до СrО42- бромом и других окислителями. Гидрооксид Сr(ОН)3 (вернее Сr2О3·nН2О) - амфотерное соединение, образующее соли с катионом Сr3+ или соли хромистой кислоты НСrО2 - хромиты (например, КСrО2, NaCrO2). Соединения Сr6+: хромовый ангидрид СrО3, хромовые кислоты и их соли, среди которых наиболее важны хроматы и дихроматы - сильные окислители.солей.

Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование). Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.

Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов.

Хроматы и дихроматы

Хроматы образуются при взаимодействии СгО3, или растворов хромовых кислот со щелочами:

СгОз + 2NaOH = Na2CrO4 + Н2О

Дихроматы получаются при действии на хроматы кислот:

2 Na2Cr2O4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + Н2О

Для соединений хрома характерны окислительно - восстановительные реакции.

Соединения хрома (II) - сильные восстановители, они легкоокисляются

4(5гС12 + О2 + 4HCI = 4СгС1з + 2Н2О

Для соединений хрома (!!!) характерны восстановительные свойства. Под действием окислителей они переходят:

в хроматы - в щелочной среде,

в дихроматы - в кислой среде.

Cr(ОН)3. CrOH + HCl = CrCl + H2O, 3CrOH + 2NaOH = Cr3Na2O3 + 3H2O

Хроматы(III) (устар. назв. хромиты).

Для соединений хрома характерны восстановительные свойства. Под действием окислителей они переходят:

в хроматы - в щелочной среде,

в дихроматы - в кислой среде.

2Na3 [Сг(OH)6] + ЗВг2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8Н2О

5Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 11H2O = 3K2Cr2O7 + 2H2Cr2O7 + 6MnSO4 + 9H2SO4

Соли хромовых кислот в кислой среде - сильные окислители:

3Na2SO3 + К2Сг2О7 + 4H2SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

Введение

Степень окисления (СО) - это условное обозначение в химии, служащее для того, чтобы определять заряд атома у какого-либо химического элемента (или группы элементов) . Без степеней окисления не решается ни одна задача, не составляется ни одно уравнение, но самое главное - без них мы не можем чётко определить свойства элемента и то, какую роль он будет играть в различных соединениях.

Знаменательно, что периодическая система (ПС) Д.И. Менделеева сгруппирована гениальнейшим образом: все элементы разделены по периодам, группам, подгруппам, их порядковые номера также соответствуют определённым показателям. Благодаря этому нам не приходится заучивать качества каждого химического элемента (ХЭ) наизусть, потому что легко можно найти его в таблице и определить всё, что требуется. Однако даже в таком случае некоторые люди, забывая школьные знания по курсу химии (или пренебрегая ими когда-то), вынуждены вернуться к изучению данной темы подробнее.

Итак, для начала необходимо сформировать верные объективные представления о хроме (Cr ), разобраться с его положением в ПС, а затем можно будет приступить к наиболее важной части - практике.
Хром - Cr , положение в таблице Менделеева, физические и химические свойства
Хром - это твёрдое вещество, металл, блестящий, серебристо-белого (или голубоватого) цвета . Он достаточно ломкий, но при этом имеет несравненный плюс по сравнению со многими другими металлами - устойчивость к заражению коррозией; именно поэтому он является важным компонентом при производстве нержавеющей стали, а также используется для нанесения на поверхность других металлов, более склонных к коррозии. Хром обладает плохой тепло- и электропроводностью.

ХЭ располагается в VI группе, 4 периоде, носит порядковый номер 24 и обладает атомной массой равной 52 г/моль. Благодаря пассивированию хром не взаимодействует с серной (H 2 SO 4 ) и азотной (HNO 3 ) кислотами, проявляет устойчивость в воздухе.

Это амфотерный металл - значит, он может растворяться как в кислотах, так и в щелочах . Элемент растворяется в сильных разбавленных кислотах (например, соляная кислота HCl ), в нормальных условиях (н.у.) взаимодействует только с фтором (F ). При нагревании хром может осуществлять взаимодействие с элементами VII группы (галогены), кислородом O 2 , бором B, азотом N 2 , серой S 2 , кремнием Si . Если раскалить Cr , то способен вступить в реакцию с водяными парами.

Теперь поговорим непосредственно о том, какие степени окисления бывают у данного ХЭ: он может приобретать СО +4, +6, а также +2 в безвоздушном пространстве, +3 - в пространстве с воздухом. Хром, как любой другой металл, является сильным восстановителем.

Вещества с различными степенями окисления

• +2. Когда Cr приобретает СО +2, вещество демонстрирует основные и очень сильные восстановительные свойства. К примеру, оксид хрома (II) - CrO , гидроксид хрома - Cr(OH) 2 , множество солей. Синтезируются соединения этого элемента с фтором(CrF 2 ), хлором(CrCl 2 ) и так далее.
• +3. Эти вещества обладают амфотерными свойствами, могут быть разных цветов (но преимущественно зелёного H 2 O ). Для примера приведём оксид Cr 2 O 3 (это зеленоватый порошок, который не растворяется в), Cr(OH) 3 , хромиты NaCrO 2 .
• +4. Такие соединения встречаются очень редко: они не образуют солей, кислот, с ними почти не производятся какие-либо работы. Но из известных веществ существуют оксид CrO 2 , тетрагалогенид CrF 4 , CrCl 4 .
• +6. Хром с СО +6, образуя соли, имеет кислотный характер, очень ядовитый, гидроскопичный, а также имеющий сильные окислительные свойства. Примеры: CrO 3 (имеет вид кристаллов красного цвета), K 2 CrO 4 , H 2 CrO 4 , H 2 Cr 2 O 7 . Элемент способен образовывать два вида гидроксидов (уже перечислены).

Как определять СО в сложных веществах

С правилом «крест-накрест» вы наверняка уже знакомы. А что, если соединение имеет, например, целых три элемента ?

В этом случае мы смотрим на последний элемент вещества, определяем его степень окисления и умножаем на коэффициент, находящийся справа (конечно, если он есть). Мысленно отделяем последний элемент (с уже определённой степенью окисления) от двух других элементов. Нам требуется, чтобы СО двух первых и последнего элементов в сумме была равна нулю.

Рассмотрим пример:

• PbCrO 4 - хромат свинца (II), имеющий вид красной соли. На конце формулы находится кислород, степень окисления которого всегда (за исключением некоторых случаев) будет -2. -2*4=-8. Pb (свинец) имеет СО +2. Дальнейшие действия будут похожи на алгебраическое уравнение, но если честно, то когда человек уже неплохо разбирается в определении степеней окислений и умеет пользоваться таблицей растворимости, вполне возможно избежать таких расчётов. Итак, элемент с неизвестной степенью окисления (хром) обозначим за буквенную переменную. 2+x-8=0;x=8-2;x=6 . Переменная равна 6, следовательно, степень окисления хрома становится +6.

Степени окисления в следующих формулах попробуйте расставить сами:

1. Na 2 CrO 4 ;
2. BaCrO 4 ;
3. Fe(CrO 2) 2 ;
4. Cr 2 O 7 ;
5. H 2 CrO 4 .

Хром - один из самых интересных химических элементов, соединения с которым - штука сложная, но необходимая для понимания . Будет замечательно, если данные примеры помогут разобраться со столь кропотливой темой.

Редакция "сайт"

Хром - элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром- твёрдый металл голубовато-белого цвета.

Химические свойства хрома

При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.

4Cr + 3O 2 – t° →2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 – t° → 2CrCl 3

2Cr + N 2 – t° → 2CrN

2Cr + 3S – t° → Cr 2 S 3

В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3H 2 O → Cr 2 O 3 + 3H 2

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H 2 SO 4)

В отсутствии воздуха образуются соли Cr 2+ , а на воздухе – соли Cr 3+ .

Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2 ­

2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2 ­

Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассив-ность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей.

Соединения хрома

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O

Соединения хрома (II) — сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl 2 + 2HCl → 2CrCl 3 + H 2 ­

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3

Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH) 3 – t° → Cr 2 O 3 + 3H 2 O

4K 2 Cr 2 O 7 – t° → 2Cr 2 O 3 + 4K 2 CrO 4 + 3O 2 ­

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 – t° → Cr 2 O 3 + N 2 ­+ 4H 2 O­ (реакция «вулканчик»)

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr 2 O 3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr 2 O 3 + 2NaOH → 2NaCrO 2 + H 2 O

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

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

Cr 2 O 3 + 4KOH + KClO 3 → 2K 2 CrO 4 + KCl + 2H 2 O

Гидроксид хрома (III) С r (ОН) 3 . Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид СrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо-голубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака.

Обладает амфотерными свойствами — растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O Сr(ОН) 3 + ЗН + = Сr 3+ + 3H 2 O

Cr(OH) 3 + KOH → K , Сr(ОН) 3 + ЗОН — (конц.) = [Сr(ОН) 6 ] 3-

Cr(OH) 3 + KOH → KCrO 2 +2H 2 O Сr(ОН) 3 + МОН = МСrO 2(зел.) + 2Н 2 O (300-400 °С, М = Li, Na)

Сr(ОН) 3 →(120 o C – H 2 O ) СrO(ОН) →(430-1000 0 С – H 2 O ) Cr 2 O 3

2Сr(ОН) 3 + 4NаОН (конц.) + ЗН 2 O 2(конц.) =2Na 2 СrO 4 + 8Н 2 0

Получение : осаждение гидратом аммиака из раствора солей хрома(Ш):

Сr 3+ + 3(NH 3 Н 2 O) = С r (ОН) 3 ↓ + ЗNН 4+

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2Cr(OH) 3 ↓+ 3Na 2 SO 4 (в избытке щелочи — осадок растворяется)

Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия.

Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:

Zn + 2Cr +3 Cl 3 → 2Cr +2 Cl 2 + ZnCl 2

2Cr +3 Cl 3 + 16NaOH + 3Br 2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H 2 O + 2Na 2 Cr +6 O 4

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO 3 — ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия и H 2 SO 4 (конц.).

K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

CrO 3 — кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO 4 2- :

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr 2 O 7 2- :

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

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH → 2K 2 CrO 4 + H 2 O

Дихромат калия – окислитель в кислой среде:

К 2 Сr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3NaNO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3NaNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6KI = Cr 2 (SO 4) 3 + 3I 2 + 4K 2 SO 4 + 7H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6FeSO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

Хромат калия К 2 Cr О 4 . Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая окраска раствора отвечает иону СrO 4 2-), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К 2 Cr 2 O 7 . Окислитель (более слабый, чем К 2 Cr 2 O 7). Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион CrO 4 2- — выпадение желтого осадка хромата бария, разлагающегося в сильнокислотной среде. Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, селективный окислитель, реактив в аналитической химии.

Уравнения важнейших реакций:

2K 2 CrO 4 +H 2 SO 4(30%)= K 2 Cr 2 O 7 +K 2 SO 4 +H 2 O

2K 2 CrO 4(т) +16HCl (кон ц., гор.) =2CrCl 3 +3Cl 2 +8H 2 O+4KCl

2K 2 CrO 4 +2H 2 O+3H 2 S=2Cr(OH) 3 ↓+3S↓+4KOH

2K 2 CrO 4 +8H 2 O+3K 2 S=2K[Сr(ОН) 6 ]+3S↓+4KOH

2K 2 CrO 4 +2AgNO 3 =KNO 3 +Ag 2 CrO 4(красн.) ↓

Качественная реакция:

К 2 СгO 4 + ВаСl 2 = 2КСl + ВаCrO 4 ↓

2ВаСrO 4 (т)+ 2НСl (разб.) = ВаСr 2 O 7(p) + ВаС1 2 + Н 2 O

Получение : спекание хромита с поташом на воздухе:

4(Сr 2 Fe ‖‖)O 4 + 8К 2 CO 3 + 7O 2 = 8К 2 СrO 4 + 2Fе 2 O 3 + 8СO 2 (1000 °С)

Дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 . Оксосоль. Техническое название хромпик . Оранжево-красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (оранжевая окраска раствора отвечает иону Сr 2 O 7 2-). В щелочной среде образует К 2 CrO 4 . Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции — синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н 2 O 2 , синее окрашивание водного раствора при действии атомарного водорода.

Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, компонент пиротехнических составов, реагент в аналитической химии, ингибитор коррозии металлов, в смеси с Н 2 SO 4 (конц.) — для мытья химической посуды.

Уравнения важнейших реакций:

4К 2 Cr 2 O 7 =4K 2 CrO 4 +2Cr 2 O 3 +3O 2 (500-600 o C)

K 2 Cr 2 O 7 (т) +14HCl (кон ц) =2CrCl 3 +3Cl 2 +7H 2 O+2KCl (кипячение)

K 2 Cr 2 O 7 (т) +2H 2 SO 4(96%) ⇌2KHSO 4 +2CrO 3 +H 2 O (“хромовая смесь”)

K 2 Cr 2 O 7 +KOH (конц) =H 2 O+2K 2 CrO 4

Cr 2 O 7 2- +14H + +6I — =2Cr 3+ +3I 2 ↓+7H 2 O

Cr 2 O 7 2- +2H + +3SO 2(г) =2Cr 3+ +3SO 4 2- +H 2 O

Cr 2 O 7 2- +H 2 O +3H 2 S (г) =3S↓+2OH — +2Cr 2 (OH) 3 ↓

Cr 2 O 7 2- (конц) +2Ag + (разб.) =Ag 2 Cr 2 O 7 (т. красный) ↓

Cr 2 O 7 2- (разб.) +H 2 O +Pb 2+ =2H + + 2PbCrO 4 (красный) ↓

K 2 Cr 2 O 7(т) +6HCl+8H 0 (Zn)=2CrCl 2(син) +7H 2 O+2KCl

Получение: обработка К 2 СrO 4 серной кислотой:

2К 2 СrO 4 + Н 2 SO 4 (30%) = К 2 Cr 2 O 7 + К 2 SO 4 + Н 2 O

«Национальный исследовательский Томский политехнический Университет»

Институт природных ресурсов Геоэкология и геохимия

Хром

По дисциплине:

Химия

Выполнил:

студент группы 2Г41 Ткачева Анастасия Владимировна 29.10.2014

Проверил:

преподаватель Стась Николай Федорович

Положение в периодической системе

Хром - элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium ). Простое вещество хром - твёрдый металлголубовато-белого цвета. Хром иногда относят к чёрным металлам.

Строение атома

17 Cl)2)8)7 - схема строения атома

1s2s2p3s3p- электронная формула

Атом располагается в III периоде, и имеет три энергетических уровня

Атом располагается в VII в группе, в главной подгруппе – на внешнем энергетическом уровне 7 электронов

Свойства элемента

Физические свойства

Хром - белый блестящий металл с кубической объемно-центрированной решеткой, а = 0,28845 нм, отличающийся твердостью и хрупкостью, с плотностью 7,2 г/см 3 , один из самых твердых чистых металлов (уступает только бериллию, вольфраму и урану), с температурой плавления 1903 град. И с температурой кипения около 2570 град. С. На воздухе поверхность хрома покрывается оксидной пленкой, которая предохраняет его от дальнейшего окисления. Добавка углерода к хрому еще больше увеличивает его твердость.

Химические свойства

Хром при обычных условиях – инертный металл, при нагревании становится довольно активным.

Взаимодействие с неметаллами

При нагревании выше 600°С хром сгорает в кислороде:

4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3 .

С фтором реагирует при 350°С, с хлором – при 300°С, с бромом – при температуре красного каления, образуя галогениды хрома (III):

2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3 .

С азотом реагирует при температуре выше 1000°С с образованием нитридов:

2Cr + N 2 = 2CrN

или 4Cr + N 2 = 2Cr 2 N.

2Cr + 3S = Cr 2 S 3 .

Реагирует с бором, углеродом и кремнием с образованием боридов, карбидов и силицидов:

Cr + 2B = CrB 2 (возможно образование Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 4),

2Cr + 3C = Cr 2 C 3 (возможно образование Cr 23 C 6 , Cr 7 B 3),

Cr + 2Si = CrSi 2 (возможно образование Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 , CrSi).

С водородом непосредственно не взаимодействует.

Взаимодействие с водой

В тонкоизмельченном раскаленном состоянии хром реагирует с водой, образуя оксид хрома (III) и водород:

2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов хром находится до водорода, он вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот:

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 ;

Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 .

В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O.

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты:

2Cr + 6H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O;

Cr + 6HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Взаимодействие с щелочными реагентами

В водных растворах щелочей хром не растворяется, медленно реагирует с расплавами щелочей с образованием хромитов и выделением водорода:

2Cr + 6KOH = 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2 .

Реагирует с щелочными расплавами окислителей, например хлоратом калия, при этом хром переходит в хромат калия:

Cr + KClO 3 + 2KOH = K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O.

Восстановление металлов из оксидов и солей

Хром – активный металл, способен вытеснять металлы из растворов их солей: 2Cr + 3CuCl 2 = 2CrCl 3 + 3Cu.

Свойства простого вещества

Устойчив на воздухе за счёт пассивирования. По этой же причине не реагирует с серной и азотной кислотами. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома(III) Cr 2 O 3 , обладающего амфотерными свойствами.

Синтезированы соединения хрома с бором (бориды Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 2 , CrB 4 и Cr 5 B 3), с углеродом (карбиды Cr 23 C 6 , Cr 7 C 3 и Cr 3 C 2), c кремнием (силициды Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 и CrSi) и азотом (нитриды CrN и Cr 2 N).

Соединения Cr(+2)

Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr 2+ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr 3+ или дихроматов цинком в кислой среде («водородом в момент выделения»):

Все эти соли Cr 2+ - сильные восстановители вплоть до того, что при стоянии вытесняют водород из воды. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr 2+ окисляется, в результате чего голубой раствор быстро зеленеет.

Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH) 2 осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II).

Синтезированы дигалогениды хрома CrF 2 , CrCl 2 , CrBr 2 и CrI 2

Соединения Cr(+3)

Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr 2 O 3 и гидроксид Cr(OH) 3 (оба - зелёного цвета). Это - наиболее устойчивая степень окисления хрома. Соединения хрома в этой степени окисления имеют цвет от грязно-лилового (ион 3+) до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы).

Cr 3+ склонен к образованию двойных сульфатов вида M I Cr(SO 4) 2 ·12H 2 O (квасцов)

Гидроксид хрома (III) получают, действуя аммиаком на растворы солей хрома (III):

Cr+3NH+3H2O→Cr(OH)↓+3NH

Можно использовать растворы щелочей, но в их избытке образуется растворимый гидроксокомплекс:

Cr+3OH→Cr(OH)↓

Cr(OH)+3OH→

Сплавляя Cr 2 O 3 со щелочами получают хромиты:

Cr2O3+2NaOH→2NaCrO2+H2O

Непрокаленный оксид хрома(III) растворяется в щелочных растворах и в кислотах:

Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3H2O

При окислении соединений хрома(III) в щелочной среде образуются соединения хрома(VI):

2Na+3HO→2NaCrO+2NaOH+8HO

То же самое происходит при сплавлении оксида хрома (III) со щелочью и окислителями, или со щелочью на воздухе (расплав при этом приобретает жёлтую окраску):

2Cr2O3+8NaOH+3O2→4Na2CrO4+4H2O

Соединения хрома (+4) [

При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO 3 в гидротермальных условиях получают оксид хрома(IV) CrO 2 , который является ферромагнетикоми обладает металлической проводимостью.

Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF 4 , тетрахлорид хрома CrCl 4 существует только в парах.

Соединения хрома (+6)

Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид хрома (VI) CrO 3 и целый ряд кислот, между которыми существует равновесие. Простейшие из них - хромовая H 2 CrO 4 и двухромовая H 2 Cr 2 O 7 . Они образуют два ряда солей: желтые хроматы и оранжевые дихроматы соответственно.

Оксид хрома (VI) CrO 3 образуется при взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H 2 CrO 4 , дихромовую H 2 Cr 2 O 7 и другие изополикислоты с общей формулой H 2 Cr n O 3n+1 . Увеличение степени полимеризации происходит с уменьшением рН, то есть увеличением кислотности:

2CrO+2H→Cr2O+H2O

Но если к оранжевому раствору K 2 Cr 2 O 7 прилить раствор щёлочи, как окраска вновь переходит в жёлтую так как снова образуется хромат K 2 CrO 4:

Cr2O+2OH→2CrO+HO

До высокой степени полимеризации, как это происходит у вольфрама и молибдена, не доходит, так как полихромовая кислота распадается на оксид хрома(VI) и воду:

H2CrnO3n+1→H2O+nCrO3

Растворимость хроматов примерно соответствует растворимости сульфатов. В частности, желтый хромат бария BaCrO 4 выпадает при добавлении солей бария, как к растворам хроматов, так и к растворам дихроматов:

Ba+CrO→BaCrO↓

2Ba+CrO+H2O→2BaCrO↓+2H

Образование кроваво-красного малорастворимого хромата серебра используют для обнаружения серебра в сплавах при помощи пробирной кислоты.

Известны пентафторид хрома CrF 5 и малоустойчивый гексафторид хрома CrF 6 . Также получены летучие оксигалогениды хрома CrO 2 F 2 и CrO 2 Cl 2 (хромилхлорид).

Соединения хрома(VI) - сильные окислители, например:

K2Cr2O7+14HCl→2CrCl3+2KCl+3Cl2+7H2O

Добавление к дихроматам перекиси водорода, серной кислоты и органического растворителя (эфира) приводит к образованию синего пероксида хрома CrO 5 L (L - молекула растворителя), который экстрагируется в органический слой; данная реакция используется как аналитическая.