Хром — это блестящий твёрдый металлический элемент серо-стального цвета, устойчивый к потускнению и коррозии. Его название исходит от слова chroma, которое в переводе с греческого означает цвет. Он используется при закалке стальных сплавов и производстве нержавеющей стали, в антикоррозийных декоративных покрытиях и в качестве красителя для стекла.
История обнаружения и происхождение Cr
В 1761 году Иоганн Готтлоб Леманн обнаружил на Урале красно-оранжевый минерал, который он назвал сибирским красным свинцом. Несмотря на то что находка по ошибке была отнесена к соединению свинца с компонентами селена и железа, в действительности это был хромат свинца (PbCrO4).
В 1797 году Николя-Луи Воклен получил образцы крокоитовой руды. Он смог произвести оксид хрома (CrO3), смешав крокоит с HCl. В 1798 году Воклен обнаружил, что он может изолировать металлический Cr, нагревая оксид в печи на угле.
Руда, из которой происходит получение всех соединений хрома, является хромитом, или хромовой железной рудой (FeCr2O4).
Элемент также встречается в небольших количествах во многих других минералах, особенно в крокоите (хромате свинца PbCrO4), в котором этот минерал был впервые обнаружен. Хром добывается в виде хромовой руды (FeCr2O4).
Практически вся хромовая руда перерабатывается путём превращения в дихромат натрия, и практически все соединения и материалы на основе хрома готовятся из этой соли.
Cr получается в промышленности путём нагревания руды в присутствии алюминия или кремния. Около ½ объёма хромовой руды в мире добывается в Южной Африке.
Хотя месторождения самородного элемента редки, был обнаружен некоторый металл самородного хрома. Шахта Удачная в России производит образцы такого металла. Эта шахта представляет собой кимберлитовую трубу, богатую алмазами, а восстановительная среда помогает добывать как элементарный Cr, так и алмаз.
Изобилие Cr в разных средах:
- во Вселенной — 0,0015%;
- на солнце — 0,002%;
- в метеоритах — 0,3%;
- в земной коре — 0,014%;
- в океанах — 6 x 10−8%;
- в организме человека — 3 x 10−6%.
Основные характеристики элемента
Cr не тускнеет на воздухе, при нагревании он образует зелёный оксид. Наиболее распространённые степени окисления хрома составляют +2, +3 и +6, причём наиболее стабильным является +3, +4 и +5 относительно редки.
С увеличением валентности Сг в оксидах и гидроксидах их основный характер ослабевает, а кислотный — усиливается. Точно так же происходит и замена восстановительной активности на окислительную. Соединения Cr с валентностью 6 являются мощными окислителями.
- Символ Элемента: Cr.
- Атомный номер: 24.
- Молярная масса: 51,9961 г/моль.
- Температура плавления: 1857,0°С.
- Температура кипения: 2672,0°C.
- Количество протонов / электронов: 24.
- Количество нейтронов: 28.
- Электронная конфигурация (схема): 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p6 3 d5 4 s1
- Кристаллическая структура: кубический.
- Валентность: +2, +3, +6.
- Плотность: 7,19 г / см3.
- Цвет: стальной, серый.
Классификация и свойства
Элементы могут быть классифицированы на основе их физических состояний (состояний материи), например, газообразный, твёрдый или жидкий. Cr является твёрдым элементом.
Он классифицируется в химии как «переходный металл», который находится в группах 3−12 Периодической таблицы Менделеева.
Элементы, классифицируемые как переходные металлы, обычно описываются как пластичные и способные проводить электричество и тепло.
Химические свойства — это характеристики, которые становятся очевидными, когда материал подвергается химической реакции или химическим изменениям. Фактическая структура материала должна быть изменена, чтобы можно было наблюдать химические свойства.
- Взаимодействие с неметаллами. При нагревании выше 600 °C Cr сгорает в кислороде. С F реакция наступает при 350 °C, с Cl — при 300 °C, с Br — при t красного каления, образуя галогениды хрома (III).С N — при t выше 1000 °C с образованием нитридов.
- Взаимодействие с кислотами. В NCl и HCl в высокой концентрации Cr может растворяться только при сильном нагревании, образуя соли Cr (III) и продукты восстановления кислоты. При взаимодействии солей металла Cr и азотной кислоты образуется нитрат хрома Cr (NO3)3.
Это серо-голубой металл, который можно отполировать, чтобы добиться высокого блеска. Он очень блестящий, и хотя хром относительно твёрдый, он также и очень хрупкий. Это довольно активный металл.
Хотя он не реагирует с водой, но он способен реагировать с большинством кислот, а также с кислородом при комнатной температуре. Одним из наиболее важных свойств Cr является его пассивация.
Несмотря на то что он стабилен на воздухе, он тем не менее окисляется, образуя тонкий слой, который действует как защитное покрытие для предотвращения дальнейшей коррозии.
Cr в элементарной форме проявляет парамагнитные свойства.
Недавно было обнаружено, что этот элемент может проявлять различные магнитные свойства в зависимости от его нагрева и охлаждения, а это, в свою очередь, влияет на ориентацию вращения электронов.
Соединения элемента, такие как диоксид хрома, считаются ферромагнитными. Ферромагнитные свойства этих соединений позволяют использовать их в ленте данных, как способе хранения информации.
Cr можно добавлять к другим соединениям, сохраняя его магнитные свойства. Это зависит от количества других элементов в соединении.
Например, некоторые соединения из нержавеющей стали являются магнитными в зависимости от количества хрома, который они содержат.
Соединения хрома
Cr образует много разных соединений, в том числе оксидов, которые проявляют общее кислотно-основное поведение. Их список выглядит так:
- Оксид хрома (II). Его формула — CrO, и он является основным оксидом. Окись хрома используется в форме нерастворимого чёрного порошка.
- Оксид хрома (III). Cr2O3 является основным оксидом. Он амфотерный и, хотя и нерастворим в воде, способен растворяться в кислоте. Cr2O3 встречается в природе в виде редкого минерала эсколаита. Используется в качестве пигмента, производящего тёмно-зелёный цвет.
- Диоксид хрома или оксид хрома (IV) с формулой CrO2, в своём естественном состоянии выглядит как чёрные кристаллы. Он проявляет ферромагнитные свойства и когда-то широко использовался в качестве синтетического магнита в магнитных лентах данных, таких как аудиокассеты. Он считался одним из самых совершенных магнитных пигментов для записи лент благодаря своим тонким, длинным стеклянным стержням, похожим на кристаллы. Это аморфное твёрдое вещество может быть образовано в результате термического разложения дихроматных комплексов.
- Триоксид хромаТриоксид хрома или оксид хрома (VI), с формулой CrO3 представляет собой кислый оксид или кислотный ангидрид хромовой кислоты. Он будет реагировать с водой с образованием хромовой кислоты и реагировать с основанием с образованием соли хрома. В твёрдой форме это тёмный красно-оранжевый зернистый комплекс. Он используется в хромировании в качестве сильного окислителя, однако, является чрезвычайно токсичным.
- Гидроксид хрома II. Сг (ОН)2 жёлтого цвета, не растворяется в воде, обладает свойствами основания, является восстановителем, получается в результате действия щёлочи на хлорид хрома CrСl2, получаемого при взаимодействии Cr c НСl.
- Гидроксид хрома III. Cr (OH)3 — зелёный полимер. Он не растворим в воде, но способен растворяться в кислотах и в щелочах и вступает в реакции с кислотами с образованием солей Cr (III) и с щелочами, при этом образуются гидроксохромиты — растворы сине-фиолетового цвета.
- Сульфат хрома. Его формула Cr 2 (SO 4) 3. Он является умеренно растворимым в воде и кислоте источником Cr для применений, совместимых с сульфатами. Сульфатные соединения представляют собой соли или сложные эфиры серной кислоты, образующиеся при замене одного или обоих атомов водорода металлом.
- Сульфид хрома (III). Он представляет собой неорганическое соединение с формулой Cr2S3. Это коричнево-чёрное твёрдое вещество. Сульфиды хрома обычно представляют собой нестехиометрические соединения с формулами в диапазоне от CrS до Cr0,67S (что соответствует Cr2S3). Cr2S3 подвергается необратимому гидролизу.
- Хромат и Дихромат. Хромат, CrO42-, является солью хромовой кислоты. Эта соль ассоциируется с жёлтым цветом в обычных условиях, например, в виде хромата калия. Дихромат Cr2O72- представляет собой соль дихромовой кислоты. Эта соль ассоциируется с сильным оранжевым цветом в кислых условиях, например, дихромат калия. Однако соединения хромата или дихромата с тяжёлыми металлами обычно имеют красный цвет. Дихромат является сильным окислителем, но он плохо осаждается. Хромат, с другой стороны, используется в качестве осаждающего агента, но он является плохим окислителем. Химическое равновесие отображается, когда любой анион находится в водном растворе.
В кислотном растворе прямая реакция является предпочтительной. В основном растворе предпочтительной является обратная реакция.
Дихромат калия является мощным окислителем и является предпочтительным соединением для очистки лабораторной посуды от любых возможных органических веществ. Зелёный хром — это зелёный оксид хрома, Cr2O3, используемый для окраски эмали и окрашивания стекла. Хром жёлтый — это блестящий жёлтый пигмент PbCrO4, используемый художниками.
Хромовая кислота имеет гипотетическую структуру H2CrO4. Ни хромовая, ни дихромовая кислота не обнаружены в природе, но их анионы обнаружены в различных соединениях. Триоксид хрома, CrO3, ангидрид хромовой кислоты, продаётся в промышленности как «хромовая кислота».
Cr является важным микроэлементом для человека, потому что он помогает перерабатывать глюкозу. Тем не менее в избытке этот элемент ядовит. Человек принимаем около 1 миллиграмма хрома в день. Такие продукты, как пивные дрожжи, зародыши пшеницы, печень и свёкла, богаты этим элементом.
Трёхвалентный хром является важным микроэлементом и необходим для правильного метаболизма сахара у людей. Дефицит элемента может влиять на эффективность инсулина в регулировании баланса сахара. В отличие от других важных микроэлементов, хром не обнаружен в металлопротеине с биологической активностью. Поэтому функциональная основа для его наличия в рационе остаётся необъяснимой
В металлургии для придания коррозионной стойкости и блестящей отделки, в качестве компонента сплава, например, из нержавеющей стали, в хромировании. В качестве катализатора.
Хромит используется для изготовления форм для обжига кирпича.
Соли Cr делают цвет стекла изумрудно-зелёным. Они используются также при дублении кожи. Около 90% всей кожи подвергается дублению с использованием Cr. Однако жидкие отходы токсичны, поэтому изучаются альтернативные варианты.
- Он позволяет достичь рубиново-красный цвет, и поэтому используется в производстве синтетических рубинов.
- Хроматы и оксиды используются в красителях и красках.
- Диоксид хрома (CrO2) используется для производства магнитной ленты, где его более высокая коэрцитивная сила, чем у лент из оксида железа, даёт лучшие характеристики.
Хромирование может использоваться для придания полированной зеркальной отделке стали. Хромированные части автомобилей и грузовиков, такие как бамперы, когда-то были очень распространены.
Меры предосторожности
Соединения Cr и Cr (III) обычно не считаются опасными для здоровья, но соединения Cr (VI) могут быть токсичными при пероральном использовании.
Смертельная доза ядовитых соединений Cr (VI) составляет около половины чайной ложки материала. Большинство соединений этого типа раздражают глаза, кожу и слизистые оболочки.
Его хроническое воздействие может привести к необратимому повреждению глаз. Cr (VI) является признанным канцерогеном для человека.
В 1958 году Всемирная организация здравоохранения рекомендовала максимально допустимую концентрацию 0,05 мг / литр в питьевой воде для Cr (VI) исходя из соображений здоровья. Эта рекомендация была пересмотрена несколько раз, и за это время это значение не изменилось.
Поскольку соединения Cr используются в красителях и красках, а также для дубления кожи, эти соединения часто обнаруживаются в почве и грунтовых водах на (заброшенных) промышленных объектах, которые в настоящее время нуждаются в очистке и восстановлении окружающей среды.
ПредыдущаяСледующая
Источник: https://Sprint-Olympic.ru/uroki/himija/97876-hrom-cr-himicheskie-i-fizicheskie-svoistva-formyla-primenenie.html
Свойства карбидов металлов (гафния, хрома, титана, вольфрама и др.)
Представлены сведения о химических и физических свойствах карбидов металлов: таких, как гафний, хром, титан, вольфрам и других. Физические свойства карбидов сведены в отдельные таблицы, в которых указана их плотность, твердость, температура плавления и кипения, а также электрические и тепловые свойства.
Карбид гафния GfC
В таблице приведены свойства карбида металла гафния. Карбид гафния представляет собой соединение серого цвета с температурой плавления 3890°С и высокой плотностью, которая при комнатной температуре составляет 12600 кг/м3. Энергия кристаллической решетки GfC равна 117,2·105 кДж/кмоль.
Карбид гафния полностью растворяется в ортофосфорной, азотной и серной кислотах. При температуре около 2000°С он начинает взаимодействовать с тугоплавкими металлами — такими, как молибден, вольфрам, тантал и ниобий.
| Молекулярная масса | 190,5 |
| Тип решетки | Кубическая |
| Плотность, кг/м3 | 12600 |
| Температура плавления, °С | 3890±150 |
| Температура кипения, °С | 4160 |
| Средний ТКЛР в интервале 20-1200°С, α·106, град-1 | 6,1 |
| Молярная теплоемкость при 20°С, кДж/(кмоль·град) | 35,3 |
Теплопроводность карбида гафния с нулевой пористостью при температуре 300°С равна 9,2 Вт/(м·град). При нагревании коэффициент теплопроводности GfC увеличивается. Удельная теплоемкость карбида гафния относительно невысока и при росте температуры слабо увеличивается.
| Удельная массовая теплоемкость, Дж/(кг·град) | 251 | 251 | 255 | 268 | 281 | 297 |
| Коэффициент теплопроводности, Вт/(м·град) | 9,2 | 10 | 11,7 | 13,8 | 15,9 | 17,2 |
Карбиды хрома
Таблица содержит физические свойства карбидов хрома различного состава. Соединения с формулой Cr23C6 и Cr3C2 имеют серый цвет; Cr7C3 — серебристый.
Карбиды хрома Cr23C6 и Cr7C3 нерастворимы в царской водке. После длительного нагрева при 730…870°С карбид Cr7C3 превращается в Cr23C6. Карбид Cr3C2 нерастворим в воде. Изделия из него также практически нерастворимы в кислотах, их смесях и растворах щелочей. Однако, он может взаимодействовать с цинком при температуре 940°С. Температура начала окисления Cr3C2 составляет 900…1000°С.
| Молекулярная масса | 220 | 1265 | 400 | 180 |
| Тип решетки | Кубическая | Кубическая | Гексагональная | Ромбическая |
| Плотность, кг/м3 | — | 6970 | 6920 | 6680 |
| Температура плавления, °С | 1520 | 1550 | 1700±50 | 1890 (разлаг.) |
| Средний ТКЛР в интервале 20-800°С, α·106, град-1 | — | 10,1 | 10 | 10,3 |
| Удельная массовая теплоемкость при 20°С, Дж/(кг·град) | — | 493 | 523 | 546 |
| Молярная теплоемкость при 20°С, кДж/(кмоль·град) | — | 84 | 209 | 98 |
| Коэффициент теплопроводности при 20°С, Вт/(м·град) | — | 18,7 | 16,6 | 16,2 |
Карбид титана TiC
Карбид титана TiC представляет собой соединение светло-серого цвета с металлическим блеском. Он химически инертен при комнатной температуре: плохо растворяется в кислотах, их смесях и некоторых щелочах в холодном и нагретом состояниях.
При высоких температурах (выше 2500°С) начинает реагировать с азотом. При взаимодействии с водородом обезуглероживается. Кроме того, окисляется углекислым газом при температурах выше 1200°С. Температура активного окисления карбида титана составляет 1100…1200°С.
Область температурной устойчивости TiC достигает 3140°С, он высокостоек в расплавленных легкоплавких металлах и металлах типа меди, алюминия, латунях, чугунах и сталях. Степень черноты карбида титана равна 0,9 (при длине волны 0,655 мкм).
| Молекулярная масса | 59,9 |
| Тип решетки | Кубическая |
| Плотность, кг/м3 | 4930 |
| Температура плавления, °С | 3147±50 |
| Температура кипения, °С | 4305 |
| Твердость по шкале Мооса | 8-9 |
| Средний ТКЛР в интервале 20-2700°С, α·106, град-1 | 9,6 |
| Молярная теплоемкость при 20°С, кДж/(кмоль·град) | 33,7 |
| Удельная массовая теплоемкость при 25°С, Дж/(кг·град) | 842 |
| Коэффициент теплопроводности при 20°С, Вт/(м·град) | 34…39 |
| Удельное электрическое сопротивление при 20°С, ρ·108, Ом·м | 60 |
Карбиды вольфрама W2C и WC
Карбиды вольфрама W2C и WC представляют собой соединения серого цвета. Область температурной устойчивости для W2C составляет до 2750°С; для WC — до 2600°С.
Тонкий порошок WC быстро окисляется на воздухе при 500…520°С. Температура начала окисления грубого порошка WC составляет 595°С.
При 700°С изменение массы карбида вольфрама WC в результате часового окисления составляет 8,3 мг/(см2·ч).
При комнатной температуре порошок карбида вольфрама практически не растворяется в сильных концентрированных кислотах. Однако он почти полностью растворим в кипящих H2SO4 и HNO3. При температуре 940°С WC слабо взаимодействует с расплавом цинка.
| Молекулярная масса | 379,7 | 195,9 |
| Тип решетки | Гексагональная | |
| Плотность, кг/м3 | 1720 | 1560 |
| Температура плавления, °С | 2730±15 | 2720 |
| Температура кипения, °С | 6000 | |
| Твердость по шкале Мооса | 9-10 | 9 |
| Средний ТКЛР в интервале 20-2000°С, α·106, град-1 | 5,8 | |
| Удельная массовая теплоемкость в интервале 0-100°С, Дж/(кг·град) | — | 184 |
| Молярная теплоемкость при 25°С, кДж/(кмоль·град) | — | 36 |
| Коэффициент теплопроводности при 20°С, Вт/(м·град) | 29,3 | 197 |
Карбид кальция CaC2
В таблице приведены физические свойства карбида кальция CaC2. По своим оптическим свойствам химически чистый карбид кальция — большие, почти бесцветные кристаллы с голубоватым оттенком. Технический CaC2 в зависимости от степени чистоты имеет серый, коричнево-желтый или черный цвет.
Предел температурной устойчивости для карбида кальция равен 2300°С. При температуре 20°С он полностью растворяется в воде (с выделением ацетилена) и концентрированной соляной кислоте.
| Молекулярная масса | 64,1 |
| Тип решетки | Тетрагональная, кубическая |
| Плотность, кг/м3 | 2100 |
| Температура плавления, °С | 2300 (разлаг.) |
| Удельная массовая теплоемкость при 25°С, Дж/(кг·град) | 960 |
| Молярная теплоемкость при 25°С, кДж/(кмоль·град) | 61,3 |
Карбид циркония ZrC
Карбид циркония представляет собой соединение серого цвета с металлическим блеском. Он химически инертен при комнатной температуре: плохо растворяется в концентрированных кислотах, их смесях и некоторых щелочах, как в холодном, так и нагретом состоянии. Карбид циркония нерастворим в воде, однако взаимодействует с азотом с образованием нитридов.
Температура активного окисления ZrC составляет 1100…1200°С, область температурной устойчивости — до 3530°С. Карбид циркония стоек в расплавах меди и медных сплавов, стали, чугуна и легкоплавких металлов.
| Молекулярная масса | 103,2 |
| Тип решетки | Кубическая |
| Плотность, кг/м3 | 6730 |
| Температура плавления, °С | 3530 |
| Температура кипения, °С | 5100 |
| Твердость по шкале Мооса | 8-9 |
| Средний ТКЛР в интервале 20-1100°С, α·106, град-1 | 6,74 |
| Молярная теплоемкость при 20°С, кДж/(кмоль·град) | 61,1 |
| Удельная массовая теплоемкость при 25°С, Дж/(кг·град) | 456 |
| Коэффициент теплопроводности при 0°С, Вт/(м·град) | 42 |
| Удельное электрическое сопротивление при 20°С, ρ·108, Ом·м | 50 |
Карбиды ниобия Nb2C и NbC
В таблице даны физические свойства карбидов ниобия Nb2C и NbC. Плотный карбид ниобия NbC имеет серовато-коричневый или бледно-лиловый металлический цвет. Порошок NbC имеет фиолетовый оттенок.
Карбиды ниобия при комнатной температуре химически инертны, обладают высокой химической стойкостью к действию кислот и их смесей даже в нагретом состоянии. Однако, они растворимы в смеси плавиковой и азотной кислоты.
При нагревании на воздухе NbC слегка обезуглероживается. До температуры 2500°С он устойчив в атмосфере азота. Температура активного окисления карбида ниобия составляет 900…1000°С. Область температурной устойчивости — до 3890°С. Он стоек в расплавах металлов (Cu, Al), имеет высокую твердость по шкале Мооса.
| Молекулярная масса | 197,8 | 105 |
| Тип решетки | Гексагональная | Кубическая |
| Плотность, кг/м3 | 7860 | 7560 |
| Температура плавления, °С | 2927 | 3480 |
| Температура кипения, °С | — | 4500 |
| Твердость по шкале Мооса | — | 9-10 |
| Средний ТКЛР в интервале 20-1100°С, α·106, град-1 | 6,5 | |
| Удельная массовая теплоемкость при 20°С, Дж/(кг·град) | 315 | 355 |
| Молярная теплоемкость при 25°С, кДж/(кмоль·град) | 30,36 | 37,35 |
| Коэффициент теплопроводности при 20°С, Вт/(м·град) | — | 19 |
| Удельное электрическое сопротивление при 20°С, ρ·108, Ом·м | 55 | 46 |
Источники:
Источник: http://thermalinfo.ru/svojstva-materialov/keramika-i-steklo/svojstva-karbidov-metallov-gafniya-hroma-titana-volframa
в„–24 РҐСЂРѕРј
В 1766 году профессор химии и заведующий Химической лабораторией Петербургской АН �.Г.
Леман описал новый минерал, найденный РЅР° Урале РЅР° Березовском СЂСѓРґРЅРёРєРµ, который получил название «СЃРёР±РёСЂСЃРєРёР№ красный свинец», PbCrO4. Современное название — РєСЂРѕРєРѕРёС‚. Р’ 1797 французский С…РёРјРёРє Р›. Рќ.
Воклен выделил РёР· него новый тугоплавкий металл. Название элемент получил РѕС‚ греч. χρῶμα — цвет, краска — РёР·-Р·Р° разнообразия окраски СЃРІРѕРёС… соединений.
Нахождение в природе и получение:
Наиболее распространённым минералом хрома является хромистый железняк FeCr2O4 (хромит), богатые месторождения которого имеются на Урале и в Казахстане, вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO4.
Массовая доля хрома в земной коре составляет 0,03%. Природный хром состоит из смеси пяти изотопов c массовыми числами 50, 52, 53, 54 и 56; искусственно получены и другие, радиоактивные, изотопы.
Основные количества хрома получают и используют в виде сплава с железом, феррохрома, восстанавливая хромит коксом:
FeCr2O4 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO
Чистый хром получают, восстанавливая алюминием его оксид:
Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3
или электролизом водных растворов соединений хрома.
Физические свойства:
РҐСЂРѕРј — серовато-белый блестящий металл, РїРѕ внешнему РІРёРґСѓ РїРѕС…РѕР¶ РЅР° сталь, РѕРґРёРЅ РёР· самых твердых металлов, r = 7,19Рі/СЃРј3, TРїР»=2130K, TРєРёРї=2945K.
РҐСЂРѕРј обладает всеми характерными для металлов свойствами — хорошо РїСЂРѕРІРѕРґРёС‚ тепло, электрический ток, имеет присущий большинству металлов блеск.
Химические свойства:
РҐСЂРѕРј устойчив РЅР° РІРѕР·РґСѓС…Рµ Р·Р° счёт пассивирования — образования защитной РѕРєСЃРёРґРЅРѕР№ пленки. РџРѕ этой же причине РЅРµ реагирует СЃ концентрированной серной Рё азотной кислотами.
При 2000°C сгорает с образованием зелёного оксида хрома(III) Cr2O3.
При нагревании реагирует со многими неметаллами, часто образуя соединения нестехиометрического состава карбиды, бориды, силициды, нитриды и др.
Хром образует многочисленные соединения в различных степенях окисления, в основном +2, +3, +6.
Важнейшие соединения:
Степень окисления +2 — основный РѕРєСЃРёРґ CrO (чёрный), РіРёРґСЂРѕРєСЃРёРґ Cr(OH)2 (желтый).
Соли хрома(II) (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей хрома(III) цинком в кислой среде.
Очень сильные восстановители, медленно окисляются водой с выделением водорода.
- Степень окисления +3 — наиболее устойчивая степень окисления С…СЂРѕРјР°, ей соответствуют: амфотерный РѕРєСЃРёРґ Cr2O3 Рё РіРёРґСЂРѕРєСЃРёРґ Cr(OH)3 (РѕР±Р° — серо-зелёного цвета), соли С…СЂРѕРјР°(III) — серо-зеленого или фиолетового цвета, хромиты MCrO2, которые получаются РїСЂРё сплавлении РѕРєСЃРёРґР° С…СЂРѕРјР° СЃРѕ щелочами, тетра- Рё гексагидроксохроматы(III) получаемые РїСЂРё растворении РіРёРґСЂРѕРєСЃРёРґР° С…СЂРѕРјР°(III) РІ растворах щелочей (зеленого цвета), многочисленные комплексные соединения С…СЂРѕРјР°.
- Степень окисления +6 — вторая характерная степень окисления С…СЂРѕРјР°, ей отвечают соответствует кислотный РѕРєСЃРёРґ С…СЂРѕРјР°(VI) CrO3 (красные кристаллы, растворяется РІ РІРѕРґРµ, образуя хромовые кислоты), хромовая H2CrO4, дихромовая H2Cr2O7 Рё полихромовые кислоты, соответствующие соли: желтые хроматы Рё оранжевые дихроматы. Соединения С…СЂРѕРјР°(VI) сильные окислители, особенно РІ кислой среде, восстанавливаются РґРѕ соединений С…СЂРѕРјР°(III) Р’ РІРѕРґРЅРѕРј растворе хроматы переходят РІ дихроматы РїСЂРё изменении кислотности среды:
- 2CrO42- + 2H+ Cr2O72- + H2O, что сопровождается изменением окраски.
Хром, в виде феррохрома используется при производстве легированных видов стали (в частности, нержавеющих), и других сплавов.
Сплавы С…СЂРѕРјР°: С…СЂРѕРј-30 Рё С…СЂРѕРј-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов Рё РІ авиакосмической промышленности, сплав СЃ никелем (РЅРёС…СЂРѕРј) — для производства нагревательных элементов. Большие количества С…СЂРѕРјР° используются РІ качестве износоустойчивых Рё красивых гальванических покрытий (хромирование).
Биологическая роль и физиологическое действие
РҐСЂРѕРј — РѕРґРёРЅ РёР· биогенных элементов, постоянно РІС…РѕРґРёС‚ РІ состав тканей растений Рё животных.
У животных хром участвует в обмене липидов, белков (входит в состав фермента трипсина), углеводов.
Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.
В чистом виде хром довольно токсичен, металлическая пыль хрома раздражает ткани лёгких. Соединения хрома(III) вызывают дерматиты.
Соединения хрома(VI) приводят к разным заболеваниям человека, в том числе и онкологическим.
ПДК хрома(VI) в атмосферном воздухе 0,0015 мг/м3
Кононова А.С., Наков Д.Д., ТюмГУ, 501(2) группа, 2013 г.
Источник: http://www.kontren.narod.ru/x_el/info24.htm
Соединения хрома
- Оксид
хрома(II)
и гидроксид хрома(II)
имеют основной характер - Cr(OH)+2HCl→CrCl+2HO
- Соединение
хрома(II)-сильные
восстановители; переходят в соединение
хрома(III)
под действием кислорода воздуха. - 2CrCl+
2HCl
→ 2CrCl+
H - 4Cr(OH)+O+
2HO→4Cr(OH) - Оксид
хрома(III)
CrO-
зеленый, нерастворимый в воде порошок.
Может быть получен при прокаливании
гидроксида хрома(III)
или дихроматов калия и аммония: - 2Cr(OH)-→CrO+
3HO - 4KCrO-→
2CrO
+ 4KCrO
+ 3O - (NH)CrO-→
CrO+ N+ HO - С
концентрированными растворами кислот
и щелочей взаимодействует с трудом: - Сr2О3 +
6 КОН + 3Н2О
= 2К3[Сr(ОН)6] - Сr2О3 +
6НСl = 2СrСl3 +
3Н2О - Гидроксид
хрома (III) Сr(ОН)3 получают
при действии щелочей на на растворы
солей хрома (III): - СrСl3 +3КОН
= Сr(ОН)3↓
+ 3КСl
Гидроксид
хрома (III)
представляет собой осадок серо –
зеленого цвета, при получении которого,
щелочь надо брать в недостатке. Полученный
таким образом гидроксид хрома (III),
в отличие от соответствующего оксида
легко взаимодействует с кислотами и
щелочами, т.е. проявляет амфотерные
свойства:
- Сr(ОН)3 +
3НNО3 =
Сr(NО3)3 +
3Н2О - Сr(ОН)3 +
3КОН = К3[Сr(ОН)6](гексагидроксохромит
К) - При
сплавлении Сr(ОН)3 со
щелочами получаются метахромиты и
ортохромиты: - Cr(OH)3 +
KOH = KCrO2(метахромит
К) +
2H2O - Cr(OH)3 +
KOH = K3CrO3(ортохромит
К)+
3H2O - Соединения
хрома(VI). - Оксид
хрома (VI) —
СrО3 –
темно – красное кристаллическое
вещество, хорошо растворимо в воде –
типичный кислотный оксид. Этому оксиду
соответствует две кислоты:
- СrО3 + Н2О = Н2СrО4 (хромовая кислота – образуется при избытке воды)
- СrО3 + Н2О =Н2Сr2О7 (дихромовая кислота – образуется при большой концентрации оксида хрома (3)).
Оксид
хрома (6) – очень сильный окислитель,
поэтому энергично взаимодействует с
органическими веществами:
- С2Н5ОН + 4СrО3 = 2СО2 + 2Сr2О3 + 3Н2О
Окисляет
также иод, серу, фосфор, уголь:
- 3S + 4CrO3 = 3SO2 + 2Cr2O3
При
нагревании до 2500С
оксид хрома (6) разлагается:
Оксид
хрома (6) можно получить при действии
концентрированной серной кислоты на
твердые хроматы и дихроматы:
- К2Сr2О7 + Н2SО4 = К2SО4 + 2СrО3 + Н2О
Хромовая
и дихромовая кислоты.
Хромовая
и дихромовая кислоты существуют только
в водных растворах, образуют устойчивые
соли, соответственно хроматы и дихроматы.
Хроматы и их растворы имеют желтую
окраску, дихроматы – оранжевую.
Хромат
— ионы СrО42- и
дихромат – ионы Сr2О72- легко
переходят друг в друга при изменении
среды растворов
В
кислой среде раствора хроматы переходят
в дихроматы:
- 2К2СrО4 + Н2SО4 = К2Сr2О7 + К2SО4 + Н2О
В
щелочной среде дихроматы переходят в
хроматы:
- К2Сr2О7 + 2КОН = 2К2СrО4 + Н2О
При
разбавлении дихромовая кислота переходит
в хромовую кислоту:
Зависимость
свойств соединений хрома от степени
окисления.
| Степень окисления | +2 | +3 | +6 |
| Оксид | СrО | Сr2О3 | СrО3 |
| Характер оксида | основной | амфотерный | кислотный |
| Гидроксид | Сr(ОН)2 | Сr(ОН)3 – Н3СrО3 | Н2СrО4Н2Сr2О7 |
| Характер гидроксида | основной | амфотерный | кислотный |
| → ослабление основных свойств и усиление кислотных→ |
- Окислительно
– восстановительные свойства соединений
хрома. - Реакции
в кислотной среде. - В
кислотной среде соединения Сr+6 переходят
в соединения Сr+3 под
действием восстановителей: H2S,
SO2,
FeSO4
- К2Сr2О7 +3Н2S +4Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4+ 7Н2О
- S-2 – 2e → S0
- 2Cr+6 + 6e → 2Cr+3
Реакции
в щелочной среде.
В
щелочной среде соединения хрома
Сr+3 переходят
в соединения Сr+6 под
действием окислителей: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3,
H2O2, KMnO4:
- 2KCrO2 +3 Br2 +8NaOH =2Na2CrO4 + 2KBr +4NaBr + 4H2O
- Cr+3 — 3e → Cr+6
- Br20 +2e → 2Br-
Источник: https://studfile.net/preview/4242525/page:2/
Хром
XPOM (Chromium), Cr (от греч. Chroma — цвет, краска; из-за разнообразия окраски соединений Х. * а. chromium, chrome; н. Chrom; ф. chrome; и. cromo), — химический элемент VI группы периодической системы Менделеева, атомный номер 24, атомная масса 51,9961.
Природный хром состоит из 4 стабильных изотопов: 50Cr (4,35%), 52Cr (83,79%), 53Cr (9,50%) и 54Cr (2,36%); известно 9 искусственных радиоактивных изотопов хрома с массовыми числами от 45 до 57, из которых наибольшее значение как изотопный индикатор имеет 51Cr (Т1/2 27,71 суток). Хром открыт в 1797 французским химиком Л. Н.
Вокленом и независимо от него в 1798 немецким учёным М. Г. Клапротом.
Физические свойства хрома
В свободном состоянии хром пластичный металл голубовато-серебристого цвета. До 1830°С для него характерна объёмноцентрированная кубическая кристаллическая решётка (а = 0,2885 нм) — а-Cr, при более высоких температурах — гранецентрированная кубическая решётка (а = 0,369 нм) — Я-Cr.
Плотность 7190 кг/м3, t плавления 1890°С, t кипения 2677°С; молярная теплоёмкость 23,35 Дж/(моль•К); удельное электрическое сопротивление 18,9•10-4 Ом•м; температурный коэффициент линейного расширения 5,88•10-6 К-1, теплопроводность 67,0 Вт/(м•К).
Хром антиферромагнитен, удельная магнитная восприимчивость 3,6•10-6.
Химические свойства хрома
В соединениях обычно проявляет степени окисления +2, +3, +6, однако известны соединения, где хром имеет степени окисления + 1, +4 и +5. Химически малоактивен. При обычных условиях устойчив к кислороду и воде, но соединяется с фтором.
При температуре выше 600°С взаимодействует с водой, азотом, углеродом, серой. Со многими металлами даёт сплавы. Легко реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, концентрированная азотная кислота и царская водка пассивируют хром.
Соединения двухвалентного хрома — восстановители, соединения шестивалентного хрома — сильные окислители. Многие соединения хрома яркой окраски.
Среднее содержание хрома в земной коре 8,3•10-3% (по массе). Хром — характерный элемент ультраосновных пород, с которыми связаны все промышленные месторождения этого металла.
Количество хрома в ультраосновных породах составляет 2•10-1%; основные породы (2•10-2%), средние (5• 10-3%) и кислые горные породы (2,5•10-3%) содержат меньше хром, осадочные породы 1•10-2%.
Известно более 20 минералов хрома, из которых промышленно важными являются хромшпинелиды.
Получение хрома
После сплавления хромшпинелидов с содой (поташем) и обработки серной кислотой и серой получают триоксид CrO3 или сесквиоксид Cr2О3. Металлический хром получают путём электролиза концентрированных растворов CrO, или Cr2(SO4)3 в H2SO4, а также путём восстановления Cr2О3 алюминием в присутствии CaCrO4 и CrO3 в вакууме или в атмосфере водорода.
Применение и использование
Применение хрома основано на его жаропрочности, твёрдости и устойчивости к коррозии. Больше всего хром используют для выплавки хромистых (нержавеющих) сталей и сплавов (нихром и др.). Значительное количество хрома идёт на декоративные коррозионно-стойкие покрытия (хромирование).
Порошковый хром используется при производстве материалов для сварочных электродов, огнеупоров, лазерных материалов. Соли хрома — составная часть дубильных растворов в кожевенной промышленности, хроматы свинца (PbCrO4), цинка (ZnCrO4) и стронция (SrCrO4) применяют как художественные краски.
Источник: http://www.mining-enc.ru/x/xrom/
