Гидроксид хрома 2 серная кислота концентрированная. Соединения хрома (III). Химические свойства хрома
Хром образует три оксида: CrO, Cr 2 O 3 , CrO 3 .
Оксид хрома (II) CrO - пирофорный черный порошок. Обладает основными свойствами.
В окислительно-восстановительных реакциях ведет себя как восстановитель:
CrO получают разложением в вакууме карбонила хрома Cr(СО) 6 при 300°С.
Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 - тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств. Образуется при взаимодействии Cr и O 2 при высокой температуре. В лаборатории оксид хрома (III) можно получить нагреванием дихромата аммония:
(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 =Cr +3 2 O 3 +N 0 2 +4Н 2 О
Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Cr 2 O 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +3Н 2 О
При взаимодействии с щелочами в расплаве образуются соединения хрома (III) - хромиты (в отсутствие кислорода): Cr 2 O 3 +2NaOH=2NaCrO 2 +Н 2 О
В воде оксид хрома (III) нерастворим.
В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III) ведет себя как восстановитель:
Оксид хрома (VI) CrO 3 - хромовый ангидрид, представляет собой темно-красные игольчатые кристаллы. При нагревании около 200°С разлагается:
4CrO 3 =2Cr 2 O 3 +3O 2
Легко растворяется в воде, имея кислотный характер, образует хромовые кислоты. С избытком воды образуется хромовая кислота H 2 CrO 4:
CrO 3 +Н 2 O=Н 2 CrO 4
При большой концентрации CrO 3 образуется дихромовая кислота Н 2 Cr 2 О 7:
2CrO 3 +Н 2 О=Н 2 Cr 2 О 7
которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:
Н 2 Cr 2 О 7 +Н 2 О=2Н 2 CrO 4
Хромовые кислоты существуют только в водном растворе, ни одна из этих кислот в свободном состоянии не выделена. Однако соли их весьма устойчивы.
Оксид хрома (VI) является сильным окислителем:
3S+4CrO 3 =3SO 2 +2Cr 2 O 3
Окисляет иод, серу, фосфор, уголь, превращаясь в Cr 2 O 3 . Получают CrO 3 действием избытка концентрированной серной кислоты на насыщенный водный раствор дихромата натрия: Na 2 Cr 2 O 7 +2H 2 SO 4 =2CrO 3 +2NaHSO 4 +H 2 O Следует отметить сильную токсичность оксида хрома (VI).
«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.
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
Хром - химический элемент с атомным номером 24. Это твердый, блестящий, серо-стального цвета металл, который хорошо полируется и не тускнеет. Используется в сплавах, таких как нержавеющая сталь, и в качестве покрытия. Организму человека требуются небольшие количества трехвалентного хрома для метаболизма сахара, но Cr (VI) очень токсичен.
Различные соединения хрома, такие как окись хрома (III) и хромат свинца, ярко окрашены и используются в красках и пигментах. Красный цвет рубина обусловлен наличием этого химического элемента. Некоторые вещества, особенно и натрия, являются окислителями, используемыми для окисления органических соединений и (вместе с серной кислотой) для очистки лабораторной посуды. Кроме того, окись хрома (VI) применяется в производстве магнитной ленты.
Открытие и этимология
История открытия химического элемента хром такова. В 1761 году Иоганн Готлоб Леман нашел в Уральских горах оранжево-красный минерал и назвал его «сибирским красным свинцом». Хотя он ошибочно был идентифицирован как соединение свинца с селеном и железом, материал на самом деле являлся хроматом свинца с химической формулой PbCrO 4 . Сегодня он известен как минерал кроконт.
В 1770 году Петр Симон Паллас посетил то место, где Леман нашел красный свинцовый минерал, который имел очень полезные свойства пигмента в красках. Использование сибирского красного свинца в качестве краски получило быстрое развитие. Кроме того, ярко-желтый цвет из кроконта стал модным.
В 1797 году Николя-Луи Воклен получил образцы красной Путем смешивания кроконта с соляной кислотой он получил оксид CrO 3 . Хром как химический элемент был выделен в 1798 году. Воклен получил его при нагревании окисла с древесным углем. Он также смог обнаружить следы хрома в драгоценных камнях, таких как рубин и изумруд.
В 1800-х годах Cr в основном применялся в составе красок и кожевенных солей. Сегодня 85% металла используется в сплавах. Остальная часть применяется в химической промышленности, производстве огнеупорных материалов и литейной промышленности.
Произношение химического элемента хром соответствует греческому χρῶμα, что означает «цвет», из-за множества цветных соединений, которые из него можно получить.
Добыча и производство
Элемент производят из хромита (FeCr 2 O 4). Примерно половина этой руды в мире добывается в Южной Африке. Кроме того, Казахстан, Индия и Турция являются его крупными производителями. Разведанных месторождений хромита достаточно, но географически они сконцентрированы в Казахстане и на юге Африки.
Залежи самородного металлического хрома встречаются редко, но они есть. Например, его добывают на шахте «Удачная» в России. Она является богатой алмазами, и восстановительная среда помогла образоваться чистому хрому и алмазам.
Для промышленного производства металла хромитовые руды обрабатывают расплавленной щелочью (едким натром, NaOH). При этом образуется хромат натрия (Na 2 CrO 4), который восстанавливается углеродом до оксида Сг 2 O 3 . Металл получают при нагревании окисла в присутствии алюминия или кремния.
В 2000 году было добыто около 15 млн т хромитовой руды, которая была переработана в 4 млн т феррохрома, на 70% состоящего из сплава хрома с железом, приблизительная рыночная стоимость которых составила 2,5 млрд долларов США.
Основные характеристики
Характеристика химического элемента хрома обусловлена тем, что он является переходным металлом четвертого периода таблицы Менделеева и расположен между ванадием и марганцем. Входит в VI группу. Плавится при температуре 1907 °С. В присутствии кислорода хром быстро образует тонкий слой оксида, который защищает металл от дальнейшего взаимодействия с кислородом.
Как переходный элемент, он реагирует с веществами в различных соотношениях. Таким образом он образует соединения, в которых имеет различные степени окисления. Хром - химический элемент с основными состояниями +2, +3 и +6, из которых +3 является наиболее устойчивым. Кроме того, в редких случаях наблюдаются состояния +1, +4 и +5. Соединения хрома в степени окисления +6 представляют собой сильные окислители.
Какого цвета хром? Химический элемент придает рубиновый оттенок. Сг 2 O 3 , используемый для также применяется в качестве пигмента под названием «хромовая зелень». Его соли окрашивают стекло в изумрудно-зеленый цвет. Хром - химический элемент, присутствие которого делает рубин красным. Поэтому он используется в производстве синтетических рубинов.
Изотопы
Изотопы хрома обладают атомным весом от 43 до 67. Обычно данный химический элемент состоит из трех стабильных форм: 52 Cr, 53 Cr и 54 Cr. Из них наиболее распространен 52 Cr (83,8% всего природного хрома). Кроме того, описаны 19 радиоизотопов, из которых наиболее стабильным является 50 Cr с периодом полураспада, превышающим 1,8x10 17 лет. У 51 Cr период полураспада - 27,7 дней, а у всех остальных радиоактивных изотопов он не превышает 24 ч, причем у большинства из них он длится менее одной минуты. Элемент также имеет два метасостояния.
Изотопы хрома в земной коре, как правило, сопутствуют изотопам марганца, что находит применение в геологии. 53 Cr образуется при радиоактивном распаде 53 Mn. Соотношение изотопов Mn/Cr подкрепляет другие сведения о ранней истории Солнечной системы. Изменения в соотношениях 53 Cr/ 52 Cr и Mn/Cr из разных метеоритов доказывает то, что новых атомные ядра были созданы непосредственно перед формированием Солнечной системы.
Химический элемент хром: свойства, формула соединений
Оксид хрома (III) Сг 2 O 3 , также известный как полуторная окись, является одним из четырех окислов этого химического элемента. Его получают из хромита. Соединение зеленого цвета обычно называют «хромовой зеленью», когда используют в качестве пигмента для живописи по эмали и стеклу. Оксид может растворяться в кислотах, образуя соли, а в расплавленной щелочи - хромиты.
Бихромат калия
K 2 Cr 2 O 7 является мощным окислителем и ему отдается предпочтение в качестве средства для очистки лабораторной посуды от органики. Для этого используется его насыщенный раствор в Иногда, однако, его заменяют бихроматом натрия, исходя из более высокой растворимости последнего. Кроме того, он может регулировать процесс окисления органических соединений, преобразуя первичный спирт в альдегид, а затем в углекислоту.
Бихромат калия способен вызвать хромовый дерматит. Хром, вероятно, является причиной сенсибилизации, ведущей к развитию дерматита, особенно рук и предплечий, который носит хронический характер и трудно излечим. Как и другие соединения Cr (VI), бихромат калия канцерогенен. С ним нужно обращаться в перчатках и соответствующими средствами защиты.
Хромовая кислота
Соединение обладает гипотетической структурой H 2 CrO 4 . Ни хромовая, ни дихромовая кислоты не встречаются в природе, но их анионы находят в различных веществах. «Хромовая кислота», которую можно встретить в продаже, на самом деле является ее кислотным ангидридом - триоксидом CrO 3 .
Хромат свинца (II)
PbCrO 4 обладает ярко-желтой окраской и практически не растворим в воде. По этой причине он нашел применение в качестве красящего пигмента под названием «желтый крон».
Cr и пятивалентная связь
Хром отличается своей способностью образовывать пятивалентные связи. Соединение создается Cr (I) и углеводородным радикалом. Пятивалентная связь формируется между двумя атомами хрома. Его формула может быть записана как Ar-Cr-Cr-Ar, где Ar представляет собой специфическую ароматическую группу.
Применение
Хром - химический элемент, свойства которого обеспечили ему множество различных вариантов применения, некоторые из которых приведены ниже.
Металлам он придает устойчивость к коррозии и глянцевую поверхность. Поэтому хром входит в состав таких сплавов, как нержавеющая сталь, используемых, например, в столовых приборах. Он также применяется для нанесения хромированного покрытия.
Хром является катализатором различных реакций. Из него делают формы для обжига кирпича. Его солями дубят кожу. Бихромат калия применяют для окисления органических соединений, таких как спирты и альдегиды, а также для очистки лабораторной посуды. Он служит фиксирующим агентом для окрашивания ткани, а также используется в фотографии и фотопечати.
CrO 3 применяется для изготовления магнитных лент (например, для аудиозаписи), которые обладают лучшими характеристиками, чем пленки с оксидом железа.
Роль в биологии
Трехвалентный хром - химический элемент, необходимый для метаболизма сахара в организме человека. Напротив, шестивалентный Cr очень токсичен.
Меры предосторожности
Металлический хром и соединения Cr (III), как правило, не считаются опасными для здоровья, но вещества, содержащие Cr (VI), могут быть токсичными, если их принимать внутрь или вдыхать. Большинство таких веществ оказывают раздражающее действие на глаза, кожу и слизистые оболочки. При постоянном воздействии соединения хрома (VI) могут вызвать повреждение глаз, если их не лечить должным образом. Кроме того, это признанный канцероген. Смертельная доза данного химического элемента - около половины чайной ложки. Согласно рекомендациям Всемирной организации здравоохранения, предельно допустимая концентрация Cr (VI) в питьевой воде составляет 0,05 мг на литр.
Так как соединения хрома используются в красителях и для дубления кожи, они часто встречаются в почве и грунтовых водах заброшенных промышленных объектов, требующих экологической очистки и восстановления. Грунтовка, содержащая Cr (VI), до сих пор широко применяется в аэрокосмической промышленности и автомобилестроении.
Свойства элемента
Основные физические свойства хрома следующие:
- Атомное число: 24.
- Атомный вес: 51,996.
- Температура плавления: 1890 °C.
- Температура кипения: 2482 °C.
- Степень окисления: +2, +3, +6.
- Конфигурация электронов: 3d 5 4s 1 .
Оксид хрома (II) СrО - пирофорный черный порошок (пирофорность - способность в тонкораздробленном состоянии воспламенятьсяна воздухе). Получается окислением амальгамы хрома кислородом воздуха. Растворяется в разбавленной соляной кислоте:
На воздухе при нагревании выше 100° С оксид хрома (II) превращается в оксид хрома (III).
Соли хрома (II). По своим химическим свойствам соли Cr 2+ похожи на соли Fe 2+ . Обрабатывая их растворы щелочами в отсутствие кислорода, можно получить желтый осадок гидроксида хрома (II):
который обладает типичными основными свойствами. Является восстановителем. При прокаливании Cr(OH) 2 в отсутствие кислорода образуется оксид хрома (II) СrО. При прокаливании на воздухе превращается в Сr 2 О 3 .
Все соединения хрома (II) довольно неустойчивы и легко окисляются кислородом воздуха в соединения хрома (III):
Соли хрома (III). Соли трехвалентного хрома сходны с солями алюминия по составу, строению кристаллической решетки и растворимости. В водных растворах катион Сr 3+ встречается только в виде гидратированного иона [Сr(H 2 O) 6 ] 3+ , который придает раствору фиолетовый цвет (для простоты пишут Сr 3+).
При действии щелочей на соли хрома (Ш) выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) - Сr(ОН) 3 зеленого цвета:
Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами, растворяясь как в кислотах с образованием солей хрома (III):
так и в щелочах с образованием тетрагидроксихромитов, т. е. солей, в которых Сг 3+ входит в состав аниона:
В результате прокаливания Сr(ОН) 3 можно получить оксид хрома (III) Сr 2 О 3 :
Оксид хрома (III) Сr 2 O 3 - тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств. Получается соединением элементов при высокой температуре.
Сr 2 О 3 представляет собой зеленые кристаллы, практически нерастворимые в воде. Сr 2 О 3 может быть также получен при прокаливании дихроматов калия и аммония:
При сплавлении Cr 2 O 3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения Сг 3+ , растворимые в воде:
Оксид хрома (VI) - кислотный оксид, ангидрид хромовой H 2 CrO 4 и дихромовойH 2 Cr 2 O 7 кислот.
Получается при взаимодействии концентрированной серной кислоты с насыщенным раствором дихромата натрия или калия:
СrО 3 имеет кислотный характер: легко растворяется в воде, образуя хромовые кислоты. С избытком воды образует хромовую кислоту H 2 CrO 4:
При большой концентрации СrО 3 образуется дихромовая кислота H 2 Cr 2 O 7:
которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:
Хромовые кислоты существуют только в водном растворе. Однако, их соли весьма устойчивы.
СrО 3 представляет собой ярко-красные кристаллы, легко растворимые в воде.Сильный окислитель: окисляет иод, серу, фосфор, уголь, превращаясь при этом в Cr 2 O 3 . Например:
При нагревании до 250° С разлагается:
Он реагируетсо щелочами, образуя желтые хроматы СrO 4 2- :
В кислой среде ион СrO 4 2- превращается в ион Сr 2 O 7 2- .
В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:
В кислой среде дихромат-ион восстанавливается до Сr 3+ :
Если сопоставить гидроксиды хрома с разной степенью окисления
Сr 2+ (ОН) 2 , Сr 3+ (ОН) 3 и Н 2 Сr 6+ O 4 , то легко сделать вывод, что с возрастанием степени окисления основные свойства гидроксидов ослабевают, а кислотные усиливаются.
Сr(ОН) 2 проявляет основные свойства, Сr(ОН) 3 - амфотерные, а H 2 CrO 4 - кислотные.
Хроматы и дихроматы (VI). Наиболее важными соединениями хрома в высшей степени окисления 6+ являются хромат (VI) калия К 2 СrО 4 и дихромат (VI) калия K 2 Cr 2 O 7 .
Хромовые кислоты образуют два ряда солей: хроматы -так называются соли хромовой кислоты, и дихроматы - так называются соли дихромовой кислоты. Хроматы окрашены в желтый цвет (цвет хромат-иона СrO 4 2-), дихроматы - в оранжевый (цвет дихромат-иона Сr 2 O 7 2-).
Дихроматы Na 2 Cr 2 O 7× 2Н 2 O и K 2 Cr 2 O 7 называются хромпиками. Они как окислители применяются в кожевенной (дубление кож), лакокрасочной, спичечной и текстильной промышленности. Хромовая смесь - так называется 3%-ный раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте - применяется в химических лабораториях для мытья стеклянной посуды.
Соли хромовых кислот в кислой среде - сильные окислители:
Соединения хрома (III) в щелочной среде играют роль восстановителей. Под действием различных окислителей - Cl 2 , Br 2 , H 2 O 2 , КмnO 4 и др. - они переходят в соединения хрома (IV) - хроматы:
Здесь соединение Cr (III) изображено в форме Na,так как в виде ионов Na + и - оно существует в избытке раствора щелочи.
Сильные окислители, такие, как KMnO 4 , (NH 4) 2 S 2 O 8 в кислойсреде переводят соединения Cr (III) в дихроматы:
Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степеней окисления в ряду: Cr 2+ ® Cr 3+ ® Cr 6+ . Соединения Cr (II) - сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения крома. (III). Соединения хрома (VI) - сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения с промежуточной степенью окисления, т. е. соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями (например, бромом, KMnO 4) проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).
Соли хрома (III) весьма разнообразны по окраске: фиолетовые, синие, зеленые, коричневые, оранжевые, красные и черные. Все хромовые кислоты и их соли, а также оксид хрома (VI) ядовиты: поражают кожу, дыхательные пути, вызывают воспаление глаз, поэтому, работая с ними, необходимо соблюдать все меры предосторожности.
