Оксид хрома 3 степень окисления. Хром — общая характеристика элемента, химические свойства хрома и его соединений. I. Повторение материала предыдущего занятия

Хром образует три оксида: CrО, Cr2О3 и CrО3. Оксид хрома II (CrО) – основный оксид – черный порошок. Сильный восстановитель. CrО растворяется в разбавленной соляной кислоте: CrО + 2НСl = CrСl2 + Н2О.

При нагревании на воздухе выше 100 °C CrО превращается в Cr2О3: 4CrО + О2 = 2Cr2О3.

Оксид хрома III (Cr2О3) – тугоплавкий порошок зеленого цвета (температура плавления – 2265 °C). Твердость кристаллов близка к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств. Получают из хромистого железняка (FeCr2O4). При окислительно-щелочном сплавлении последнего с содой образуются хромат натрия NaCrO4: 2Fe(CrO2)2 + 4Na2CO3 + 1/2O2 = 4Na2CrO4 + Fe2O3 + 4CO2.

Затем Na2CrO4 переводят в Na2Cr2O7 – дихромат: Na2CrO4 + Н2SO4 = Na2Cr2O7 + Н2О + Na2SO4.

В лаборатории Cr2О3 получают термическим разложением дихромата аммония: (NH4)2Cr2O7?Cr2О3 + N2 + 4Н2О.

Cr2О3 – амфотерный оксид: реагирует с основаниями и кислотами при сплавлении его со щелочами образует хромиты: Cr2О3 + NaОН = 2NaCrO2 + Н2О.

Оксид хрома VI (CrО3) – темно-красные кристаллы, хорошо растворимые в воде. CrО3 – кислотный оксид, с избытком воды образует хромовую кислоту: CrO3 + H2O?H2CrO4.

CrO3 – ангидрид хромовой кислоты. При большой концентрации CrO3 образуются дихромовая кислота: 2CrO3 + H2O?H2CrO7.

CrO3 при нагревании до 250 °C разлагается: 4CrO3?2Cr2О3 + 3О2?.

Получение: взаимодействием дихромата калия с концентрированной H2S04 : К2CrO7 + Н2SO4 = CrO3? + К2SO4 + H2O. CrO3 – сильный окислитель – окисляет йод, серу, уголь, фосфор, превращаясь при этом в Cr2 О3.

Гидроксид хрома II Сг(ОН)2 желтого цвета, в воде не растворим, обладает основными свойствами, является восстановителем, получается действием щелочи на хлорид хрома CrСl2, получаемого при взаимодействии Cr c НСl:

Соединения Cr II неустойчивы и легко окисляются кислородом воздуха:

Гидроксид хрома III (Cr(OH)3)n – это сложный полимер зеленого цвета, не растворимый в воде, обладает амфотерными свойствами – растворяется в кислотах и в щелочах; реагирует с кислотами с образованием солей хрома (III):

со щелочами – с образованием сине-фиолетовых растворов – гидроксохромитов:

При сплавлении Cr(ОН)3 со щелочами получают хромиты, а с избытком – метахромиты:

Конец работы -

Эта тема принадлежит разделу:

Шпаргалка по неорганической химии

Шпаргалка по неорганической химии.. ольга владимировна макарова..

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Твитнуть

Все темы данного раздела:

Материя и ее движение
Материя – это объективная реальность, обладающая свойством движения. Все существующее есть различные виды движущейся материи. Материя существует независимо от созна

Вещества и их изменение. Предмет неорганической химии
Вещества– виды материи, дискретные частицы которых имеют конечную массу покоя (сера, кислород, известь и т. д.). Из веществ состоят физические тела. Каждое

Периодическая система элементов Д.И. Менделеева
Периодический закон был открыт в 1869 году Д.И. Менделеевым. Им же была создана классификация химических элементов, выраженная в форме периодической системы. До Ме

Значение периодической системы Менделеева.
Периодическая система элементов явилась первой естественной классификацией химических элементов, показавшей, что они взаимосвязаны друг с другом, а также послужила дальнейшим исследованиям.

Теория химического строения
Теорию химического строенияразработал А.М. Бутлеров.Она имеет следующие положения: 1) атомы в молекулах соединены друг с

Общая характеристика P-, S-, D-элементов
Элементы в периодической системе Менделеева делятся на s-, p-, d-элементы. Это подразделение осуществляется на основе того, сколько уровней имеет электронная оболочка атома элемента

Ковалентная связь. Метод валентных связей
Химическая связь, осуществляемая общими электронными парами, возникающих в оболочках связываемых атомов, имеющих антипараллельные спины, называется атомной, или ковалентной

Неполярная и полярная ковалентные связи
При помощи химической связи атомы элементов в составе веществ удерживаются друг возле друга. Тип химической связи зависит от распределения в молекуле электронной плотности.

Многоцентровые связи
В процессе развития метода валентных связей выяснилось, что настоящие свойства молекулы оказываются промежуточными между теми, которые описывает соответствующая формула. Такие молек

Ионная связь
Связь, возникшая между атомами с резко выраженными противоположными свойствами (типичным металлом и типичным неметаллом), между которыми возникают силы электростатического притяжени

Водородная связь
В 80-х годах XIX в. М.А. Ильинскийи Н.Н. Бекетовустановили, что атом водорода, соединенный с атомом фтора, кислорода или азота, способен образовыва

Превращение энергии при химических реакциях
Химическая реакция– превращение одного или нескольких исходных веществ в другие по химическому составу или строению вещества. По сравнению с ядерными реакц

Цепные реакции
Существуют химические реакции, в которых взаимодействие между компонентами происходит довольно просто. Существует весьма обширная группа реакций, протекающих сложно. В этих реакциях

Общие свойства неметаллов
Исходя из положения неметаллов в периодической системе Менделеева, можно выявить свойства для них характерные. Можно определить количество электронов на внешнем эн

Водород
Водород (Н)– 1-й элемент периодической системы Менделеева – I и VII группа, главная подгруппа, 1 период. На внешнем s1-подуровне имеется 1 валентный электрон и 1 s2

Перекись водорода
Пероксид, или перекись водорода– кислородное соединение водорода (перекись). Формула: Н2О2 Физические свойства:перекись водорода – бесцветная сироп

Общая характеристика подгруппы галогенов
Галогены– элементы VII группы – фтор, хлор, бром, йод, астат (астат мало изучен в связи с его радиоактивностью). Галогены – ярко выраженные неметаллы. Лишь йод в ре

Хлор. Хлороводород и соляная кислота
Хлор (Cl) –стоит в 3-м периоде, в VII группе главной подгруппы периодической системы, порядковый номер 17, атомная масса 35,453; относится к галогенам.

Краткие сведения о фторе, броме и йоде
Фтор (F); бром (Br); йод (I)относятся к группе галогенов. Стоят в 7-й группе главной подгруппы периодической системы. Общая электронная формула: ns2np6.

Общая характеристика подгруппы кислорода
Подгруппа кислорода, или халькогенов – 6-я группа периодической системы Д.И. Менделле-ва, включающая следующие элементы: 1) кислород – О; 2) сера

Кислород и его свойства
Кислород (О)стоит в 1 периоде, VI группе, в главной подгруппе. р-элемент. Электронная конфигурация 1s22s22p4. Число электронов на внешнем ур

Озон и его свойства
В твердом состоянии у кислорода зафиксировано три модификации: ?-, ?– и?– модификации. Озон (О3) –одна из аллотропных модификаций кислорода

Сера и ее свойства
Сера (S)в природе встречается в соединениях и свободном виде. Распространены и соединения серы, такие как свинцовый блеск PbS, цинковая обманка ZnS, медный блеск Cu

Сероводород и сульфиды
Сероводород (H2S) –бесцветный газ с резким запахом гниющего белка. В природе встречается вводах минеральных ключей вулканических газах, гниении отбросов, а также пр

Свойства серной кислоты и ее практическое значение
Структура формулы серной кислоты: Получение:основным методом производства серной кислоты из SO3 является контактный метод.

Химические свойства.
1. Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. Окислительно-восстановительные реакции требуют нагревания, а продуктом реакции в основном является SO2 .

Получение.
1. В промышленности азот получают путем сжижения воздуха с последующим испарением и отделением азота от других газовых фракций воздуха. Полученный азот содержит примеси благородных газов (аргона).

Общая характеристика подгруппы азота
Подгруппа азота – пятая группа, главная подгруппа периодической системы Д.И. Менделеева. В нее входят элементы: азот (N) ; фосфор (P) ; мышьяк (

Нашатырь (хлорид азота).
Получение: впромышленности до концаХ1Х векааммиак получали как побочный продукт при коксовании каменного угля, который содержит до 1–2 % азота. В начале

Соли аммония
Соли аммония– сложные вещества, включающие катионы аммония NH4+ и кислотные остатки. Физические свойства:соли аммония – т

Оксиды азота
С кислородом Nобразует оксиды: N2O, NO, N2O3 NO2, N2O5 и NO3. Оксид азота I – N2O –закись азота, «веселящий газ». Физические свойства:

Азотная кислота
Азотная кислота– бесцветная, «дымящаяся» на воздухе жидкость с едким запахом. Химическая формула HNO3. Физические свойства.При температуре

Аллотропные модификации фосфора
Фосфор образует несколько аллотропных видоизменений – модификаций. Явление аллотропных модификаций у фосфора вызвано образованием различных кристаллических форм. Белый фосфо

Оксиды фосфора и фосфорные кислоты
Элемент фосфор образует ряд оксидов, наиболее важными из них являются оксид фосфора (III) P2O3и оксид фосфора (V) P2O5 . Оксид фос

Фосфорные кислоты.
Фосфорному ангидриду соответствует несколько кислот. Главная из них – ортофосфорная кислота H3PO4 . Фосфорная кислота обезвоженная представлена в виде бесцветных прозрачных кристал

Минеральные удобрения
Минеральные удобрения– неорганические вещества, в основном соли, включающие в себя необходимые для растений элементы питания и используемые для повышения плодородия

Углерод и его свойства
Углерод (С)– типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6.

Аллотропные модификации углерода
Углерод образует 5 аллотропных модификаций: кубический алмаз, гексагональный алмаз, графит и две формы карбина. Гексагональный алмаз найден в метеоритах (минерал

Оксиды углерода. угольная кислота
Углерод с кислородом образует оксиды: СО, СО2, С3О2, С5О2, С6О9 и др. Оксид углерода(II) – СО. Физические свойства:угарный газ, б

Кремний и его свойства
Кремний (Si) –стоит в 3 периоде, IV группе главной подгруппы периодической системы. Физические свойства:кремний существует в двух модификациях: амо

Существуют три типа внутренней структуры первичных частиц.
1. Суспензоиды (или необратимые коллоиды)– гетерогенные системы, свойства которых можно определить развитой межфазовой поверхностью. По сравнению с суспензиями более высокодисперсн

Соли кремниевой кислоты
Общая формула кремниевых кислот – n SiO2?m H2O.В природе находятся в основном в виде солей, в свободной форме выделены немногие, например, HSiO (орток

Получение цемента и керамики
Цементявляется важнейшим материалом в строительстве. Цемент получают обжигом смеси глины с известняком. При обжиге смеси CaCO3 (кальцированная сода)

Физические свойства металлов
Все металлы имеют ряд общих, характерных для них свойств. Общими свойствами считаются: высокая электропроводность и теплопроводность, пластичность. Разброс параметров у мет

Химические свойства металлов
Металлыобладают низким потенциалом ионизации и сродством к электрону, поэтому в химических реакциях выступают в качестве восстановителей, в растворах образуют

Металлы и сплавы в технике
В периодической системе из 110 известных элементов 88 – металлы. В XX векепри помощи ядерных реакций были получены радиоактивные металлы, которых не существ

Основные способы получения металлов
Большое количество металлов находится в природе в виде соединений. Самородными металламиназываются те, которые встречаются в свободном состоянии (золото, платина, р

Коррозия металлов
Коррозия металлов(corrosio – разъедание) – физико-химическая реакция металлов и сплавов с окружающей средой, в результате чего они теряют свои свойства. В основе ко

Защита металлов от коррозии
Защита металлов и сплавов от коррозии в агрессивных средах основывается на: 1) повышении коррозионной стойкости самого материала; 2) снижении агрессивности

Общая характеристика подгруппы лития
Подгруппа лития– 1 группа, главная подгруппа – включает щелочные металлы: Li – литий, Na – натрий, K – калий, Cs – цезий, Rb – рубидий, Fr – франций. Общая электрон

Натрий и калий
Натрий и калий –щелочные металлы, стоят в 1 группе главной подгруппы. Физические свойства: схожи по физическим свойствам: легкие серебрис

Едкие щелочи
Щелочи образуют гидроксиды щелочных металлов 1 группы главной подгруппы при растворении их в воде. Физические свойства:растворы щелочей в воде мылкие на ощ

Соли натрия и калия
Натрий и калий образуют соли со всеми кислотами. Соли натрия и калия очень похожи по химическим свойствам. Характерная особенность этих солей – хорошая растворимость в воде, поэтому

Общая характеристика подгруппы бериллия
К подгруппе бериллия относятся: бериллий и щелочноземельные металлы: магний, стронций, барий, кальций и радий. Наиболее распространены в природе в виде соединений,

Кальций
Кальций (Са) –химический элемент 2-й группы периодической системы, является щелочноземельным элементом. Природный кальций состоит из шести стабильных изотопов. Конф

Оксид и гидроксид кальция
Оксид кальция (СаO) – негашеная или жженая известь– белое огнестойкое вещество, образованное кристаллами. Кристаллизуется в кубической гранецентрированной кристалли

Жесткость воды и способы ее устранения
Так как кальций широко распространен в природе, его соли в большом количестве содержатся в природных водах. Вода, имеющая в своем составе соли магния и кальция, называется ж

Общая характеристика подгруппы бора
Внешняя электронная конфигурация у всех элементов подгруппы – s2p1. Характерным свойством подгруппы IIIAявляется полное отсутствие металлических свойств у бора и ти

Алюминий. Применение алюминия и его сплавов
Алюминий расположен в 3-й группе главной подгруппы, в 3 периоде. Порядковый номер 13. Атомная масса ~27. Р-элемент. Электронная конфигурация: 1s22s22p63s23p1.На вне

Оксид и гидроксид алюминия
Оксид алюминия – Al2O3. Физические свойства:оксид алюминия – белый аморфный порошок или очень твердые белые кристаллы. Молекулярная масса = 101,96, плотность – 3,97

Общая характеристика подгруппы хрома
Элементы подгруппы хромазанимают промежуточное положение в ряду переходных металлов. Имеют высокие температуры плавления и кипения, свободные места на электронных о

Хроматы и дихроматы
Хроматы– соли хромовой кислоты Н2Сг04,существующей лишь водных растворах с концентрацией не выше 75 %. Валентность хрома в хроматах – 6. Хроматы ще

Общая характеристика семейства железа
Семейство железавходит в состав побочной подгруппы восьмой группы и является в ней первой триадой, включающей в себя железо, кобальти никел

Соединения железа
Оксид железа (II) FeO– черное кристаллическое вещество, нерастворимое в воде и щелочах. FeOсоответствует основание Fe(OH)2 .

Доменный процесс
Доменный процесс –выплавка чугуна в доменной печи. Доменная печь выкладывается огнеупорными кирпичами высотой 30 м и внутренним диаметром 12 м. Верхняя половина – ш

Чугун и стали
Сплавы железа – металлические системы, основным компонентом которых является железо. Классификация сплавов железа: 1) сплавы железа с углеродом (н

Тяжелая вода
Тяжелая вода– оксид дейтерия D2O с кислородом природного изотопного состава, бесцветная жидкость без запаха и вкуса. Тяжелая водабыла откр

Химические и физические свойства.
У тяжелой воды температура кипения – 101,44 °C, температура плавления – 3,823 °C. Кристаллы D2Oимеют такую же структуру, как и кристаллы обычного льда, различие в размерах

Соли соляной кислоты
Соли соляной кислоты или хлориды– соединения хлора со всеми элементами, имеющими меньшее значение электроотрицательности. Хлориды металлов

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Хром - двадцать четвертый элемент Периодической таблицы. Обозначение - Cr от латинского «chromium». Расположен в четвертом периоде, VIB группе. Относится к металлам. Заряд ядра равен 24.

Хром содержится в земной коре в количестве 0,02% (масс.). В природе он встречается главным образом в виде хромистого железняка FeO×Cr 2 O 3 .

Хром представляет собой твердый блестящий металл (рис. 1), плавящийся при 1890 o С; плотность его 7,19 г/см 3 . При комнатной температуре хром стоек и к воде, и к воздуху. Разбавленные серная и соляная кислоты растворяют хром с выделением водорода. В холодной концентрированной азотной кислоте хром нерастворим и после обработки ею становится пассивным.

Рис. 1. Хром. Внешний вид.

Атомная и молекулярная масса хрома

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Относительной молекулярная масса вещества (M r) - это число, показывающее, во сколько раз масса данной молекулы больше 1/12 массы атома углерода, а относительная атомная масса элемента (A r) — во сколько раз средняя масса атомов химического элемента больше 1/12 массы атома углерода.

Поскольку в свободном состоянии хром существует в виде одноатомных молекул Cr, значения его атомной и молекулярной масс совпадают. Они равны 51,9962.

Изотопы хрома

Известно, что в природе хром может находиться в виде четырех стабильных изотопов 50 Cr, 52 Cr, 53 Cr и 54 Cr. Их массовые числа равны 50, 52, 53 и 54 соответственно. Ядро атома изотопа хрома 50 Cr содержит двадцать четыре протона и двадцать шесть нейтронов, а остальные изотопы отличаются от него только числом нейтронов.

Существуют искусственные изотопы хрома с массовыми числами от 42-х до 67-ми, среди которых наиболее стабильным является 59 Cr с периодом полураспада равным 42,3 минуты, а также один ядерный изотоп.

Ионы хрома

На внешнем энергетическом уровне атома хрома имеется шесть электронов, которые являются валентными:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 .

В результате химического взаимодействия хром отдает свои валентные электроны, т.е. является их донором, и превращается в положительно заряженный ион:

Cr 0 -2e → Cr 2+ ;

Cr 0 -3e → Cr 3+ ;

Cr 0 -6e → Cr 6+ .

Молекула и атом хрома

В свободном состоянии хром существует в виде одноатомных молекул Cr. Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу хрома:

Сплавы хрома

Металлический хром используется для хромирования, а также в качестве одного из важнейших компонентов легированных сталей. Введение хрома в сталь повышает её устойчивость против коррозии как в водных средах при обычных температурах, так и в газах при повышенных температурах. Кроме того, хромистые стали обладают повышенной твердостью. Хром входит в состав нержавеющих кислотоупорных, жаропрочных сталей.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Задание	Оксид хрома (VI) массой 2 г растворили в воде массой 500 г. Рассчитайте массовую долю хромовой кислоты H 2 CrO 4 в полученном растворе.
Решение	Запишем уравнение реакции получения хромовой кислоты из оксида хрома (VI): CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4 . Найдем массу раствора: m solution = m(CrO 3) + m (H 2 O) = 2 + 500 = 502 г. n (CrO 3) = m (CrO 3) / M (CrO 3); n (CrO 3) = 2 / 100 = 0,02 моль. Согласно уравнению реакции n(CrO 3) :n(H 2 CrO 4) = 1:1, значит, n(CrO 3) = n(H 2 CrO 4) = 0,02 моль. Тогда масса хромовой кислоты будет равна (молярная масса - 118 г/моль): m (H 2 CrO 4) = n (H 2 CrO 4) × M (H 2 CrO 4); m (H 2 CrO 4) = 0,02 × 118 = 2,36 г. Массовая доля хромовой кислоты в растворе составляет: ω = m solute / m solution × 100%; ω (H 2 CrO 4)=m solute (H 2 CrO 4)/ m solution × 100%; ω (H 2 CrO 4)= 2,36 / 502 × 100% = 0,47 %.
Ответ	Массовая доля хромовой кислоты равна 0,47 %.

Среди многообразия химических элементов и их соединений сложно выделить наиболее полезное для человечества вещество. Каждое уникально по своим свойствам и возможностям применения. Технический прогресс значительно облегчает исследовательский процесс, но и ставит перед ним новые задачи. Химические элементы, открытые несколько сотен лет назад и изученные во всех проявлениях, получают в современном мире более технологичные направления использования. Данная тенденция распространяется на соединения, существующие в природе и созданные людьми.

Оксид

В земной коре и на просторах Вселенной существует множество химических соединений, которые отличаются по классам, типам, характеристикам. Одним из самых распространенных видов соединений является оксид (окись, окисел). К нему относят песок, воду, углекислый газ, т. е. основополагающие вещества для существования человечества и всей биосферы Земли. Оксидами называют вещества, которые имеют в составе атомы кислорода со степенью окисления -2, при этом связь между элементами является бинарной. Их образование происходит в результате химической реакции, условия которой разнятся в зависимости от состава оксида.

Характерными признаками данного вещества являются три позиции: вещество сложное, состоит из двух атомов, один из них - кислород. Большое количество существующих оксидов объясняется тем, что многие химические элементы образуют несколько веществ. Они идентичны по составу, но атом, вступающий в реакцию с кислородом, проявляет несколько степеней валентности. Например, оксид хрома (2, 3, 4, 6), азота (1, 2, 3, 4 ,5) и т. д. При этом их свойства зависят от степени валентности элемента, вступающего в окислительную реакцию.

По принятой классификации оксиды бывают основными и кислотными. Также выделяется амфотерный вид, который проявляет свойства основного окисла. Кислотные оксиды - это соединения неметаллов или элементов с высокой валентностью, их гидратами являются кислоты. К основным окислам относят все вещества, имеющие связь кислород + металл, их гидратами являются основания.

Хром

В 18 веке химик И. Г. Леман обнаружил неизвестный минерал, который был назван красным сибирским свинцом. Профессор Парижской минералогической школы Вокелен провел ряд химических реакций с полученным образцом, в результате которых был выделен неизвестный металл. Основными свойствами, обозначенными ученым, стали его устойчивость к кислотным средам и тугоплавкость (жаропрочность). Название "хром" (Chromium) возникло из-за широкой цветовой гаммы, которая характеризуется соединениям элемента. Металл достаточно инертен, в чистом виде не встречается в природных условиях.

Основными минералами, содержащими хром, являются: хромит (FeCr 2 O 4), меланохроит, вокеленит, дитцеит, тарапакаит. Химический элемент Cr располагается в 6 группе периодической системы Д. И. Менделеева, имеет атомный номер 24. Электронная конфигурация атома хрома позволяет элементу иметь валентность +2, +3, +6, при этом наиболее устойчивыми являются соединения трехвалентного металла. Возможны реакции, при которых степень окисления равна +1, +5, +4. Хром химически не активен, поверхность металла покрывается пленкой (эффект пассивирования), предотвращающей реакции с кислородом и водой при нормальных условиях. Оксид хрома, образующийся на поверхности, предохраняет металл от взаимодействия с кислотами и галогенами при отсутствии катализаторов. Соединения с простыми веществами (не металлами) возможны при температуре от 300 о С (хлор, бром, сера).

При взаимодействии со сложными веществами требуются дополнительные условия, например, с раствором щелочи реакция не происходит, с ее расплавами процесс происходит очень медленно. С кислотами хром вступает в реакцию при наличии в качестве катализатора высокой температуры. Оксид хрома можно получить из различных минералов путем воздействия температуры. В зависимости от будущей степени окисления элемента применяются концентрированные кислоты. При этом валентность хрома в соединении варьируется от +2 до +6 (высший оксид хрома).

Применение

За счет уникальных антикоррозийных свойств и жаропрочности большое практическое значение имеют сплавы на основе хрома. При этом в процентном соотношении его доля не должна превышать половины общего объема. Большим недостатком хрома является его хрупкость, что уменьшает возможности обработки сплавов. Наиболее распространенным способом применения металла является изготовление покрытий (хромирование). Защитная пленка может составлять слой в 0,005 мм, но она будет надежно предохранять металлическое изделие от коррозии и внешних воздействий. Соединения хрома используются для изготовления жаропрочных конструкций в металлургической промышленности (плавильные печи). Антикоррозийные покрытия декоративного направления (металлокерамика), специальная легированная сталь, электроды для сварочных аппаратов, сплавы на основе кремния, алюминия являются востребованными на мировых рынках. Оксид хрома за счет низкой возможности окисления и высокой жаропрочности служит катализатором многих химических реакций, протекающих при высоких температурах (1000 о С).

Двухвалентные соединения

Оксид хрома (2) CrO (закись) является порошком ярко-красного или черного цвета. В воде нерастворим, при нормальных условиях не окисляется, проявляет ярко выраженные основные свойства. Вещество твердое, тугоплавкое (1550 о С), не является токсичным. В процессе нагревания до 100 о С окисляется до Cr 2 O 3 . В слабых растворах азотной и серной кислот не растворяется, реакция происходит с хлороводородной кислотой.

Получение, применение

Данное вещество считается низшим оксидом. Имеет достаточно узкую сферу применения. В химической промышленности оксид хрома 2 используется для очистки углеводородов от кислорода, который он притягивает в процессе окисления при температуре свыше 100 о С. Получить закись двухвалентного хрома можно тремя способами:

1. Разложением карбонила Cr(CO) 6 при наличии в качестве катализатора высокой температуры.
2. Восстанавливая при помощи фосфорной кислоты оксид хрома 3.
3. Амальгама хрома окисляется кислородом или азотной кислотой.

Трехвалентные соединения

Для оксидов хрома степень окисления +3 является самой устойчивой формой вещества. Cr 2 O 3 (хромовая зелень, сесквиоксид, эсколаид) в химическом отношении инертен, нерастворим в воде, имеет высокую температуру плавления (более 2000 о С). Оксид хрома 3 - зеленый тугоплавкий порошок, очень твердый, имеет амфотерные свойства. Вещество растворимо в концентрированных кислотах, реакция со щелочами происходит в результате сплавления. Может восстанавливаться до чистого металла при взаимодействии с сильным восстановителем.

Получение и применение

За счет высокой твердости (сопоставимой с корундом) наиболее распространено использование вещества в абразивных и полирующих материалах. Оксид хрома (формула Cr 2 O 3) имеет зеленый цвет, поэтому его применяют в качестве пигмента при изготовлении стекол, красок, керамики. Для химической промышленности данное вещество используется как катализатор для протекания реакций с органическими соединениями (синтез аммиака). Трехвалентный оксид хрома применяется для создания искусственных драгоценных камней и шпинелей. Для получения используется несколько видов химических реакций:

1. Окисление закиси хрома.
2. Нагревание (прокаливанием) бихромата или хромата аммония.
3. Разложение гидроксида трехвалентного хрома или шестивалентного оксида.
4. Прокаливание хромата или бихромата ртути.

Шестивалентные соединения

Формула высшего оксида хрома - CrO 3 . Вещество фиолетового или темно-красного цвета, может существовать в виде кристаллов, игл, пластин. Химически активен, токсичен, при взаимодействии с органическими соединениями существует опасность самовозгорания и взрыва. Оксид хрома 6 - хромовый ангидрид, трёхокись хрома - хорошо растворим в воде, при нормальных условиях взаимодействует с воздухом (расплывается), температура плавления - 196 о С. Вещество имеет ярко выраженные кислотные характеристики. При химической реакции с водой образуется дихромовая или хромовая кислота, без дополнительных катализаторов взаимодействует со щелочами (хроматы желтого цвета). Для галогенов (йод, сера, фосфор) является сильным окислителем. В результате нагревания свыше 250 о С образуется свободный кислород и трехвалентный оксид хрома.

Как получают и где применяют

Оксид хрома 6 получают обработкой хроматов (бихроматов) натрия или калия концентрированной серной кислотой либо при реакции хромата серебра с хлороводородной кислотой. Высокая химическая активность вещества обуславливает основные направления его применения:

1. Получение чистого металла - хрома.
2. В процессе хромирования поверхностей, в том числе электролитическим способом.
3. Окисление спиртов (органических соединений) в химической промышленности.
4. В ракетной технике используется в качестве воспламенителя топлива.
5. В химических лабораториях очищает посуду от органических соединений.
6. Используется в пиротехнической отрасли.

Открытие хрома относится к периоду бурного развития химико-аналитических исследований солей и минералов. В России химики проявляли особый интерес к анализу минералов, найденных в Сибири и почти неизвестных в Западной Европе. Одним из таких минералов была сибирская красная свинцовая руда (крокоит), описанная еще Ломоносовым. Минерал исследовался, но ничего, кроме окислов свинца, железа и алюминия в нем не было найдено. Однако в 1797 году Вокелен, прокипятив тонко измельченный образец минерала с поташом и осадив карбонат свинца, получил раствор, окрашенный в оранжево – красный цвет. Из этого раствора он выкристаллизовал рубиново-красную соль, из которой выделили окисел и свободный металл, отличный от всех известных металлов. Вокелен назвал его Хром (Chrome ) от греческого слова - окраска, цвет; правда здесь имелось в виду свойство не металла, а его ярко окрашенных солей .

Нахождение в природе.

Важнейшей рудой хрома, имеющей практическое значение, является хромит, приблизительный состав которого отвечает формуле FeCrO 4.

Он встречается в Малой Азии, на Урале, в Северной Америке, на юге Африки. Техническое значение имеет также вышеназванный минерал крокоит – PbCrO 4 . В природе встречаются также оксид хрома (3) и некоторые другие его соединения. В земной коре содержание хрома в пересчете на металл составляет 0,03%. Хром обнаружен на Солнце, звездах, метеоритах.

Физические свойства .

Хром – белый, твердый и хрупкий металл, исключительно химически стойкий к воздействию кислот и щелочей. На воздухе он окисляется, имеет на поверхности тонкую прозрачную пленку оксида. Хром имеет плотность 7,1 г/см 3 , его температура плавления составляет +1875 0 С.

Получение.

При сильном нагреве хромистого железняка с углем происходит восстановление хрома и железа:

FeO * Cr 2 O 3 + 4C = 2Cr + Fe + 4CO

В результате этой реакции образуется сплав хрома с железом, отличающийся высокой прочностью. Для получения чистого хрома, его восстанавливают из оксида хрома(3) алюминием:

Cr 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Cr

В данном процессе обычно используют два оксида – Cr 2 O 3 и CrO 3

Химические свойства.

Благодаря тонкой защитной пленке оксида, покрывающей поверхность хрома, он весьма устойчив к воздействию агрессивных кислот и щелочей. Хром не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотами, а также с фосфорной кислотой. Со щелочами хром вступает во взаимодействие при t = 600-700 о C. Однако хром взаимодействует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя водород:

2Cr + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2
2Cr + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2

При высокой температуре хром горит в кислороде, образуя оксид(III).

Раскаленный хром реагирует с парами воды:

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

Хром при высокой температуре реагирует также с галогенами, галоген - водородами, серой, азотом, фосфором, углем, кремнием, бором, например:

Cr + 2HF = CrF 2 + H 2
2Cr + N2 = 2CrN
2Cr + 3S = Cr 2 S 3
Cr + Si = CrSi

Вышеуказанные физические и химические свойства хрома нашли свое применение в различных областях науки и техники. Так, например, хром и его сплавы используются для получения высокопрочных, коррозионно-стойких покрытий в машиностроении. Сплавы в виде феррохрома используются в качестве металлорежущих инструментов. Хромированные сплавы нашли применение в медицинской технике, при изготовлении химического технологического оборудования.

Положение хрома в периодической системе химических элементов:

Хром возглавляет побочную подгруппу VI группы периодической системы элементов. Его электронная формула следующая:

24 Cr IS 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 5 4S 1

В заполнении орбиталей электронами у атома хрома нарушается закономерность, согласно которой сначала должна была бы заполнятся 4S – орбиталь до состояния 4S 2 . Однако, вследствие того, что 3d – орбиталь занимает в атоме хрома более выгодное энергетическое положение, происходит ее заполнение до значения 4d 5 . Такое явление наблюдается у атомов некоторых других элементов побочных подгрупп. Хром может проявлять степени окисления от +1 до +6. Наиболее устойчивыми являются cоединения хрома со степенями окисления +2, +3, +6.

Соединения двухвалентного хрома.

Оксид хрома (II) CrO – пирофорный черный порошок (пирофорность – способность в тонкораздробленном состоянии воспламенятся на воздухе). CrO растворяется в разбавленной соляной кислоте:

CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O

На воздухе при нагревании свыше 100 0 С CrO превращается в Cr 2 O 3 .

Соли двухвалентного хрома образуются при растворении металлического хрома в кислотах. Эти реакции проходят в атмосфере малоактивного газа (например H 2), т.к. в присутствии воздуха легко происходит окисление Cr(II) до Cr(III).

Гидроксид хрома получают в виде желтого осадка при действии раствора щелочи на хлорид хрома (II):

CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl

Cr(OH) 2 обладает основными свойствами, является восстановителем. Гидратированный ион Cr2+ окрашен в бледно – голубой цвет. Водный раствор CrCl 2 имеет синюю окраску. На воздухе в водных растворах соединения Cr(II) переходят в соединения Cr(III). Особенно это ярко выражается у гидроксида Cr(II):

4Cr(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Cr(OH) 3

Соединения трехвалентного хрома.

Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 – тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду. В лаборатории его можно получить нагреванием дихромата аммония:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2

Cr 2 O 3 – амфотерный оксид, при сплавлении со щелочами образует хромиты: Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Гидроксид хрома также является амфотерным соединением:

Cr(OH) 3 + HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
Cr(OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O

Безводный CrCl 3 имеет вид листочков темно-фиолетового цвета, совершенно нерастворим в холодной воде, при кипячении он растворяется очень медленно. Безводный сульфат хрома (III) Cr 2 (SO 4) 3 розового цвета, также плохо растворим в воде. В присутствии восстановителей образует фиолетовый сульфат хрома Cr 2 (SO 4) 3 *18H 2 O. Известны также зеленые гидраты сульфата хрома, содержащие меньшее количество воды. Хромовые квасцы KCr(SO 4) 2 *12H 2 O выкристаллизовываются из растворов, содержащих фиолетовый сульфат хрома и сульфат калия. Раствор хромовых квасцов при нагревании становится зеленым благодаря образованию сульфатов.

Реакции с хромом и его соединениями

Почти все соединения хрома и их растворы интенсивно окрашены. Имея бесцветный раствор или белый осадок, мы можем с большой долей вероятности сделать вывод об отсутствии хрома.

1. Сильно нагреем в пламени горелки на фарфоровой чашке такое количество бихромата калия, которое поместится на кончике ножа. Соль не выделит кристаллизационной воды, а расплавится при температуре около 400 0 С с образование темной жидкости. Погреем ее еще несколько минут на сильном пламени. После охлаждения на черепке образуется зеленый осадок. Часть его растворим в воде (она приобретает желтый цвет), а другую часть оставим на черепке. Соль при нагревании разложилась, в результате образовался растворимый желтый хромат калия K 2 CrO 4 и зеленый Cr 2 O 3 .
2. Растворим 3г порошкообразного бихромата калия в 50мл воды. К одной части добавим немного карбоната калия. Он растворится с выделением CO 2 , а окраска раствора станет светло – желтой. Из бихромата калия образуется хромат. Если теперь по порциям добавить 50% раствор серной кислоты, то снова появится красно – желтая окраска бихромата.
3. Нальем в пробирку 5мл. раствора бихромата калия, прокипятим с 3мл концентрированной соляной кислоты под тягой. Из раствора выделяется желто-зеленый ядовитый газообразный хлор, потому, что хромат окислит HCl до Cl 2 и H 2 O. Сам хромат превратится в зеленый хлорид трехвалентного хрома. Его можно выделить выпариванием раствора, а потом, сплавив с содой и селитрой, перевести в хромат.
4. При добавлении раствора нитрата свинца выпадает желтый хромат свинца; при взаимодействии с раствором нитрата серебра образуется красно – коричневый осадок хромата серебра.
5. Добавим пероксид водорода к раствору бихромата калия и подкислим раствор серной кислотой. Раствор приобретает глубокий синий цвет благодаря образованию пероксида хрома. Пероксид при взбалтывании с некоторым количеством эфира перейдет в органический растворитель и окрасит его в голубой цвет. Данная реакция специфична для хрома и очень чувствительна. С ее помощью можно обнаружить хром в металлах и сплавах. Прежде всего необходимо растворить металл. При длительном кипячении с 30% - ной серной кислотой (можно добавить и соляную кислоту) хром и многие стали частично растворяются. Полученный раствор содержит сульфат хрома (III). Чтобы можно было провести реакцию обнаружения, сначала нейтрализуем его едким натром. В осадок выпадает серо-зеленый гидроксид хрома (III), который растворится в избытке NaOH и образует зеленый хромит натрия. Профильтруем раствор и добавим 30% -ый пероксид водорода. При нагревании раствор окрасится в желтый цвет, так как хромит окислится до хромата. Подкисление приведет к появлению голубой окраски раствора. Окрашенное соединение можно экстрагировать, встряхивая с эфиром.

Аналитические реакции на ионы хрома.

1. К 3-4 каплям раствора хлорида хрома CrCl 3 прибавьте 2М раствор NaOH до растворения первоначально выпавшего осадка. Обратите внимание на цвет образовавшегося хромита натрия. Нагрейте полученный раствор на водяно бане. Что при этом происходит?
2. К 2-3 каплям р-ра CrCl 3 прибавьте равный объем 8М раствора NaOH и 3-4 капли 3% р-ра H 2 O 2 . Нагрейте реакционную смесь на водяной бане. Что при этом происходит? Какой осадок образуется, если полученный окрашеный раствор нейтрализовать, добавить к нему CH 3 COOH, а затем Pb(NO 3) 2 ?
3. Налейте в пробирку по 4-5 капель растворов сульфата хрома Cr 2 (SO 4) 3 , IMH 2 SO 4 и KMnO 4 . Нагрейте реакционную смест в течение нескольких минут на водяной бане. Обратите внимание на изменение окраски раствора. Чем оно вызвано?
4. К 3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K 2 Cr 2 O 7 прибавьте 2-3 капли раствора H 2 O 2 и перемешайте. Появляющиеся синее окрашивание раствора обусловлено возникновением надхромовой кислоты H 2 CrO 6:

Cr 2 O 7 2- + 4H 2 O 2 + 2H + = 2H 2 CrO 6 + 3H 2 O

Обратите внимание на на быстрое разложение H 2 CrO 6:

2H 2 CrO 6 + 8H+ = 2Cr 3+ + 3O 2 + 6H 2 O
синий цвет зеленый цвет

Надхромовая кислота значительно более устойчива в органических растворителях.

1. К 3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K 2 Cr 2 O 7 прибавьте 5 капель изоамилового спирта, 2-3 капли раствора H 2 O 2 и взболтайте реакционную смесь. Всплывающий на верх слой органического растворителя окрашен в ярко-синий цвет. Окраска исчезает очень медленно. Сравните устойчивость H 2 CrO 6 в органической и водных фазах.
2. При взаимодействии CrO 4 2- и ионами Ba 2+ выпадает желтый осадок хромата бария BaCrO 4 .
3. Нитрат серебра образует с ионами CrO 4 2- осадок хромата серебра кирпично-красного цвета.
4. Возьмите три пробирки. В одну из них поместите 5- 6 капель раствора K 2 Cr 2 O 7 , во вторую – такой же объем раствора K 2 CrO 4 , а в третью – по три капли обоих растворов. Затем добавте в каждую пробирку по три капли раствора иодида калия. Объясните полученный результат. Подкислите раствор во второй пробирке. Что при этом происходит? Почему?

Занимательные опыты с соединениями хрома

1. Смесь CuSO 4 и K 2 Cr 2 O 7 при добавлении щелочи становится зеленой, а в присутствии кислоты становится желтой. Нагревая 2мг глицерина с небольшим количеством (NH 4) 2 Cr 2 O 7 с последующим добавлением спирта, после фильтрования получается ярко-зеленый раствор, который при добавлении кислоты становится желтым, а в нейтральной или щелочной среде становится зеленым.
2. Поместить в центр консервной банки с термитом «рубиновую смесь» - тщательно растертый и помещенный в алюминиевую фольгу Al 2 O 3 (4,75г) с добавкой Cr 2 O 3 (0,25г). Чтобы банка подольше не остывала, необходимо закопать под верхний обрез в песок, а после поджигания термита и начала реакции, накрыть ее железным листом и засыпать песком. Банку выкопать через сутки. В итоге образуется красно – рубиновый порошок.
3. 10г бихромата калия растирают с 5г нитрата натрия или калия и 10г сахара. Смесь увлажняют и смешивают с коллодием. Если порошок спрессовать в стеклянной трубке, а затем вытолкнуть палочку и поджечь ее с торца, то начнет выползать «змея», сначала черная, а после охлаждения - зеленая. Палочка диаметром 4 мм горит со скоростью около 2мм в секунду и удлиняется в 10 раз.
4. Если смешать растворы сульфата меди и дихромата калия и добавить немного раствора аммиака, то выпадет аморфный коричневый осадок состава 4СuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O, который растворяется в соляной кислоте с образованием желтого раствора, а в избытке аммиака получается зеленый раствор. Если далее к этому раствору добавить спирт, то выпадет зеленый осадок, который после фильтрации становится синим, а после высушивания – сине-фиолетовым с красными блестками, хорошо видимыми при сильном освещении.
5. Оставшийся после опытов «вулкан» или «фараоновы змеи» оксид хрома можно регенерировать. Для этого надо сплавить 8г Cr 2 O 3 и 2г Na 2 CO 3 и 2,5г KNO 3 и обработать остывший сплав кипятком. Получается растворимый хромат, который можно превратить и в другие соединения Cr(II) и Cr(VI), в том числе и исходный дихромат аммония.

Примеры окислительно – восстановительных переходов с участием хрома и его соединений

1. Cr 2 O 7 2- -- Cr 2 O 3 -- CrO 2 - -- CrO 4 2- -- Cr 2 O 7 2-

a) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 Oб) Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
в) 2NaCrO 2 + 3Br 2 + 8NaOH = 6NaBr +2Na 2 CrO 4 + 4H 2 O
г) 2Na 2 CrO 4 + 2HCl = Na 2 Cr 2 O 7 + 2NaCl + H 2 O

2. Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- CrCl 3 -- Cr 2 O 7 2- -- CrO 4 2-

а) 2Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
б) Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
в) 2CrCl 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 O = K 2 Cr 2 O 7 + 2Mn(OH) 2 + 6HCl
г) K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O

3. CrO -- Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- Cr(NO 3) 3 -- Cr 2 O 3 -- CrO - 2
Cr 2+

а) CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
б) CrO + H 2 O = Cr(OH) 2
в) Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
г) Cr(OH) 3 + 3HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
д) 4Сr(NO 3) 3 = 2Cr 2 O 3 + 12NO 2 + O 2
е) Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Элемент хром в роли художника

Химики довольно часто обращались к проблеме создания искусственных пигментов для живописи. В XVIII-XIXвв была разработана технология получения многих живописных материалов. Луи Никола Воклен в 1797г., обнаруживший в сибирской красной руде ранее неизвестный элемент хром, приготовил новую, замечательно устойчивую краску – хромовую зелень. Хромофором ее является водный оксид хрома (III). Под названием « изумрудная зеленая» ее начали выпускать в 1837 году. Позже Л.Вокелен предложил несколько новых красок: баритовую, цинковую и хромовые желтые. Со временем они были вытеснены более стойкими желтыми, оранжевыми пигментами на основе кадмия.

Зеленая хромовая – самая прочная и светостойкая краска, не поддающаяся воздействию атмосферных газов. Растертая на масле хромовая зелень обладает большой кроющей силой и способна к быстрому высыханию, поэтому с XIX в. ее широко применяют в живописи. Огромное значение она имеет в росписи фарфора. Дело в том, что фарфоровые изделия могут декорироваться как подглазурной, так и надглазурной росписью. В первом случае краски наносят на поверхность лишь слегка обожженного изделия, которое затем покрывают слоем глазури. Далее следует основной, высокотемпературный обжиг: для спекания фарфоровой массы и оплавления глазури изделия нагревают до 1350 – 1450 0 С. Столь высокую температуру без химических изменений выдерживают очень немногие краски, а в старину таких вообще было только две – кобальтовая и хромовая. Черный оксид кобальта, нанесенный на поверхность фарфорового изделия, при обжиге сплавляется с глазурью, химически взаимодействуя с ней. В результате образуются ярко-синие силикаты кобальта. Такую декарированную кобальтом синюю фарфоровую посуду все хорошо знают. Оксид хрома (III) не взаимодействует химически с компонентами глазури и просто залегает между фарфоровыми черепками и прозрачной глазурью «глухим» слоем.

Помимо хромовой зелени художники применяют краски, полученные из волконскоита. Этот минерал из группы монтмориллонитов (глинистый минерал подкласса сложных силикатов Na(Mo,Al), Si 4 O 10 (OH) 2 был обнаружен в 1830г. русским минералогом Кеммерером и назван в честь М.Н Волконской – дочери героя битвы при Бородино генерала Н.Н. Раевского, жены декабриста С.Г.Волконского. Волконскоит представляет собой глину, содержащую до 24% оксида хрома, а так же оксиды аллюминея и железа (III). Непостоянство состава минерала, встечающегося на Урале, в Пермской и Кировской областях, обусловливает его разнообразную окраску – от цвета зимней потемневшей пихты до ярко-зеленого цвета болотной лягушки.

Пабло Пикассо обращался к геологам нашей страны с просьбой изучить запасы волконскоита, дающего краску неповторимо свежего тона. В настоящее время разработан способ получения искусственного волконскоита. Интересно отметить, что по данным современных исследований, русские иконописцы использовали краски из этого материала еще в средние века, задолго до его «официального» открытия. Известной популярностью пользовалась у художников и зелень Гинье (создана в 1837г.), хромоформ которой является гидрат окиси хрома Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, где часть воды химически связана, а часть адсорбирована. Этот пигмент придает краске изумрудный оттенок.

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

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