Хром и его характеристики

Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова «хром» берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

Хром и его характеристики

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 — амфотерные, +6 — кислотные.

Хром и его характеристики

В природе хром встречается в виде следующих соединений.

  • Fe(CrO2)2 — хромистый железняк, хромит
  • (Mg, Fe)Cr2O4 — магнохромит
  • (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4 — алюмохромит

Хром и его характеристики

Получение

В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из его оксида.

  • Fe(CrO2)2 + C = Fe + Cr + CO
  • Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr
  • Химические свойства
  • Реакции с неметаллами
  • Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома III — Cr2O3 — происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.

    1. Cr + O2 = (t) Cr2O3
    2. Cr + S = (t) Cr2S3
    3. Cr + N2 = (t) CrN
    4. Cr + C = Cr2C3

    Хром и его характеристики

  • Реакция с водой
  • Протекает в раскаленном состоянии. Cr + H2O = (t) Cr(OH)3 + H2↑

    alt

    Узнай стоимость своей работы

    Бесплатная оценка заказа!

    Оценим за полчаса!
  • Реакции с кислотами
  • Cr + HCl = CrCl2 + H2↑ Хром и его характеристики Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2↑ С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании. Cr + H2SO4 = (t) Cr2(SO4)3 + SO2↑ + H2O

  • Реакции с солями менее активных металлов
  • Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него. Cr + CuSO4 = CrSO4 + Cu

Соединения хрома II

Соединение хрома II носят основный характер. Оксид хрома II окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы — оксида хрома III, реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Хром и его характеристики

  • CrO + O2 = Cr2O3
  • CrO + H2SO4 = CrSO4 + H2O
  • CrO + SO3 = CrSO4
  • Гидроксид хрома II, как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Хром и его характеристики

  1. Cr(OH)2 = (t) CrO + H2O
  2. Cr(OH)2 + HCl = CrCl2 + H2O
  3. Cr(OH)2 + SO3 = CrSO4 + H2O
  4. Соединения хрома III

Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома III гидроксид хрома III.

Хром и его характеристики

  • Оксид хрома III реагирует как с растворами щелочей, образуя комплексные соли, так и с кислотами.
  • Cr2O3 + Ba(OH)2 = Ba(CrO2)2 + H2O (прокаливание, хромит бария)
  • Cr2O3 + NaOH + H2O = Na3[Cr(OH)6] (нет прокаливания — в водном растворе, гексагидроксохромат натрия)
  • Cr2O3 + HCl = CrCl3 + H2O (сохраняем степень окисления)

Хром и его характеристики

  1. Оксид хрома III реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).
  2. Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr
  3. При окислении соединение хрома III получают соединения хрома VI (в щелочной среде).
  4. K3[Cr(OH)6] + H2O2 = K2CrO4 + KOH + H2O
  5. Cr2O3 + 8NaOH + O2 = (t) Na2CrO4 + H2O
  6. Соединения хрома VI

В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома VI — CrO3, и две кислоты, находящиеся в растворе в состоянии равновесия: хромовая — H2CrO4 и дихромовая кислоты — H2Cr2O7.

Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают раствор в желтый цвет, а дихроматы — в оранжевый цвет.

Хром и его характеристики

Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.

  • Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O
  • Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый — образуется хромат.
  • Na2Cr2O7 + NaOH = Na2CrO4 + H2O
  • Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название «вулканчик» 🙂
  • (NH4)2Cr2O7 = (t) Cr2O3 + N2↑ + H2O

В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.

K2Cr2O7 + HCl = CrCl3 + KCl + Cl2↑ + H2O

Железо

Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.

Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.

В природе железо встречается в виде следующих соединений:

  • Fe2O3 — красный железняк, гематит
  • Fe3O4 — магнитный железняк, магнетит
  • Fe2O3*H2O — бурый железняк, лимонит
  • FeS2 — пирит, серый или железный колчедан
  • FeCO3 — сидерит

Получение

Получают железо восстановлением из его оксида — руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.

CO + Fe2O3 = Fe + CO2↑

H2 + Fe2O3 = Fe + H2O

Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.

Химические свойства

  • Реакции с неметаллами
    1. Fe + S = FeS (t > 700°C)
    2. Fe + S = FeS2 (t < 700°C)
    3. Fe + O2 = Fe3O4 (при горении железа образуется железная окалина — Fe3O4 — смесь двух оксидов FeO*Fe2O3)
    4. При нагревании железо взаимодействует с галогенами, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими.
    5. Fe + Cl2 = (t) FeCl3
    6. Fe + P = (t) FeP
    7. Fe + C = (t) Fe3C
    8. Fe + Si = (t) FeSi
  • Реакции с кислотами
    • Железо активнее водорода, способно вытеснить его из кислот.
    • Fe + HCl = FeCl2 + H2↑
    • На воздухе железо покрывается пленкой оксида, из-за чего пассивируется во многих реакциях, в том числе с концентрированными холодными серной и азотной кислотами.
    • Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2↑

    Реакция с концентрированными кислотами идет только при нагревании. В холодных серной и азотной кислотах железо пассивируется.

    Fe + H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2↑ + H2O

  • Реакции с солями
  • Железо способно вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее железа.

    CuCl2 + Fe = FeCl2 + Cu

  • Восстановительные свойства
    1. Железо способно восстанавливать соединения железа III до II.
    2. Fe + Fe2O3 = (t) FeO
    3. Fe + FeCl3 = (t) FeCl2

Соединения железа II проявляют основные свойства. Реагируют c кислотами. При разложении гидроксид железа II распадается на соответствующий оксид и воду.

  • FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O
  • Fe(OH)2 + HCl = FeCl2 + H2O
  • Fe(OH)2 = (t) FeO + H2O

При хранении на открытом воздухе соли железа II приобретают коричневый цвет из-за окисления до железа III.

FeCl2 + H2O + O2 = Fe(OH)Cl2

Качественной реакцией на ионы Fe2+ в растворе является реакция с красной кровяной солью — K3[Fe(CN)6] — гексацианоферратом III калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl2 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + KCl

Качественной реакцией на ионы Fe2+ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок зеленого цвета.

FeCl2 + NaOH = Fe(OH)2 + NaCl

Соединения железа III проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа III реагирует и с кислотами, и с щелочами.

  1. Fe(OH)3 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + H2O
  2. Fe(OH)3 + KOH = K3[Fe(OH)6] (гексагидроксоферрат калия)
  3. При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.
  4. Fe(OH)3 + KOH = (t) KFeO2 + H2O

Гидроксид железа III — ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании легко распадается на воду и соответствующий оксид.

Fe + H2O + O2 = Fe(OH)3

Fe(OH)3 = (t) Fe2O3 + H2O

Качественной реакцией на ионы Fe3+ является взаимодействие с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6]. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

  • FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + KCl
  • Реакция хлорида железа III с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко красного цвета.
  • FeCl3 + KCNS = Fe(CNS)3 + KCl

И еще одна качественная реакция на ионы Fe3+ — взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок бурого цвета.

FeCl3 + NaOH = Fe(OH)3 + NaCl

Соединения железа VI — ферраты — соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными окислительными свойствами.

  1. Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)3 в щелочи.
  2. Fe + KOH + H2O = (электролиз) K2FeO4 + H2↑
  3. Fe(OH)3 + Cl2 + KOH = K2FeO4 + KCl + H2O

Медь

Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.

Основные степени окисления меди +1, +2.

Медь встречается в самородном виде и в виде соединений, наиболее известные из которых:

  • CuFeS2 — медный колчедан, халькопирит
  • Cu2S — халькозин
  • Cu2CO3(OH)2 — малахит
  • Получение
  • Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.
  • CuFeS2 + O2 = Cu2S + FeS + SO2↑
  • Cu2S + O2 = Cu2O + SO2
  • Cu2O + Cu2S = Cu + SO2
  • Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди более активными металлами, например — железом.
  • CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4
  1. Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.
  2. CuSO4 + H2O = Cu + O2 + H2SO4 (медь — на катоде, кислород — на аноде)
  3. Химические свойства
  • Реакции с неметаллами
    • Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.
    • Cu + CO2 + H2O + O2 = (CuOH)2CO3
    • При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.
    • 4Cu + O2 = (t) 2Cu2O (при недостатке кислорода)
    • 2Cu + O2 = (t) 2CuO (в избытке кислорода)

    Cu + Se = (t) Cu2Se

    Cu + S = (t) Cu2S

  • Реакции с кислотами
  • Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной — реакция идет.

    1. Cu + H2SO4(конц.) = (t) CuSO4 + SO2↑ + H2O
    2. Cu + HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O
    3. Cu + HNO3(разб.) = Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O

    Реагирует с царской водкой — смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO3 к 3 объемам HCl.

    Cu + HCl + HNO3 = CuCl2 + NO + H2O

  • С оксидами неметаллов
    • Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.
    • Cu + SO2 = (t) CuO + S
    • Cu + NO2 = (t) CuO + N2↑
    • Cu + NO = (t) CuO + N2↑

Соединения меди I

В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди I можно получить путем восстановления соединений меди II.

  1. CuCl2 + Cu = CuCl
  2. CuO + Cu = Cu2O
  3. Оксид меди I можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.
  4. Cu2O + CO = (t) Cu + CO2
  5. Cu2O + Al = (t) Cu + Al2O3
  6. Cu2O + H2 = (t) Cu + H2O
  7. Оксид меди I окисляется кислородом до оксида меди II.
  8. Cu2O + O2 = (t) CuO
  9. Оксид меди I вступает в реакции с кислотами.
  10. Cu2O + HCl = CuCl + H2O
  11. Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.
  12. CuOH → Cu2O + H2O

Соединения меди II

Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)2. Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.

  • Оксид меди II получают в реакциях термического разложения гидроксида меди II, реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.
  • Cu(OH)2 = (t) CuO + H2O
  • Cu + O2 = (t) CuO
  • Химические свойства
  • Реакции с кислотами
  • CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O CuO + HCl = CuCl2 + H2O

  • Разложение
  • CuO = (t) Cu2O + O2

  • Восстановление
    1. CuO + CO = Cu + CO2
    2. CuO + C = Cu + CO
    3. CuO + H2 = Cu + H2O

Гидроксид меди II — Cu(OH)2 — получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.

CuSO4 + KOH = K2SO4 + Cu(OH)2↓

  • Разложение
  • При нагревании гидроксид меди II, как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду. Cu(OH)2 = (t) CuO + H2O

  • Реакции с кислотами
  • Cu(OH)2 + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O Cu(OH)2 + HCl = CuCl2 + H2O

  • Реакции с щелочами
  • Как сказано выше, гидроксид меди II носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства. В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс. Cu(OH)2 + LiOH = Li2[Cu(OH)4]

  • Реакции с кислотными оксидами
  • Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O (дигидроксокарбонат меди II — (CuOH)2CO3)

Источник: https://studarium.ru/article/178

Хром

Хром и его характеристики

Кристаллы (99,999%) хрома различной формы, полученные разложением йодида хрома.

Хром — твёрдый металл голубовато-белого цвета. Хром иногда относят к чёрным металлам. Этот металл способен окрашивать соединения в разные цвета, потому и был назван «хром», что означает «краска».

Хром – микроэлемент, необходимый для нормального развития и функционирования человеческого организма. Важнейшая его биологическая роль состоит в регуляции углеводного обмена и уровня глюкозы в крови.

СТРУКТУРА

Хром и его характеристики

Кристаллическая структура хрома

В зависимости от типов химической связи — как и все металлы хром имеет металлический тип кристаллической решетки, то есть в узлах решетки находятся атому металла.
В зависимости от пространственной симметрии — кубическая, объемно-центрированная а = 0,28839 нм.

Особенностью хрома является резкое изменение его физических свойств при температуре около 37°С. Кристаллическая решетка металла состоит из его ионов и подвижных электронов. Аналогично атом хрома в основном состоянии имеет электронную конфигурацию.

При 1830 °С возможно превращение в модификацию с гранецентрированной решеткой, а = 3,69Å.

СВОЙСТВА

Хром и его характеристики

Хром

Хром имеет твердость по шкале Мооса 9, один из самых твердых чистых металлов (уступает только иридию, бериллию, вольфраму и урану). Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке. 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) Cr2O3, обладающего амфотерными свойствами. 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. Хром обладает всеми характерными для металлов свойствами — хорошо проводит тепло, электрический ток, имеет присущий большинству металлов блеск.

Является антиферромагнетиком и парамагнетиком, то есть, при температуре 39 °C переходит из парамагнитного состояния в антиферромагнитное (точка Нееля).

Запасы и добыча

Хром и его характеристики

Чистый хром

Самые большие месторождения хрома находятся в ЮАР (1 место в мире), Казахстане, России, Зимбабве, Мадагаскаре. Также есть месторождения на территории Турции, Индии, Армении, Бразилии, на Филиппинах.nГлавные месторождения хромовых руд в РФ известны на Урале (Донские и Сарановское).

Разведанные запасы в Казахстане составляют свыше 350 миллионов тонн (2 место в мире)Хром встречается в природе в основном в виде хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромит железа). Из него получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом).

Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:
1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе;
2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа;
3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат;
4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата натрия углём;
5) с помощью алюминотермии получают металлический хром;

6) с помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты.

Источник: http://mineralpro.ru/minerals/chromium/

Хром

Название элемент получил от греч. χρῶμα — цвет, краска — из-за разнообразия окраски своих соединений.

История

Открыт на Среднем Урале, в Березовском золоторудном месторождении. Впервые упоминается в труде М. В. Ломоносова «Первые основания металлургии» (1763 год), как красная свинцовая руда, PbCrO4. Современное название — крокоит. В 1797 году французский химик Л. Н. Воклен выделил из него новый тугоплавкий металл (скорее всего, Воклен получил карбид хрома).

Нахождение в природе

Хром является довольно распространённым элементом в земной коре (0,012 % по массе). Основные соединения хрома — хромистый железняк (хромит) FeO·Cr2O3. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO4.

Месторождения

Самые большие месторождения хрома находятся в ЮАР (1-е место в мире), Казахстане, России, Зимбабве, Мадагаскаре. Также есть месторождения на территории Турции, Индии, Армении, Бразилии, на Филиппинах.

Главные месторождения хромовых руд в РФ известны на Урале (Донские и Сарановское).

Разведанные запасы в Казахстане составляют свыше 350 миллионов тонн (2-е место в мире).

Геохимия и минералогия

Среднее содержание хрома в различных изверженных породах резко непостоянно. В ультраосновных породах (перидотитах) оно достигает 2 кг/т, в основных породах (базальтах и др.) — 200 г/т, а в гранитах десятки г/т.

Кларк хрома в земной коре 83 г/т. Он является типичным литофильным элементом и почти весь заключен в минералах типа хромшпинелидов.

Хром вместе с железом, титаном, никелем, ванадием и марганцем составляют одно геохимическое семейство.

Различают три основных минерала хрома: магнохромит (Mg, Fe)Cr2O4, хромпикотит (Mg, Fe)(Cr, Al)2O4 и алюмохромит (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4. По внешнему виду они неразличимы, и их неточно называют «хромиты». Состав их изменчив:

  • Cr2O3 18—62 %,
  • FeO 1—18 %,
  • MgO 5—16 %,
  • Al2O3 0,2 — 0,4 (до 33 %),
  • Fe2O3 2 — 30 %,
  • примеси TiO2 до 2 %,
  • V2O5 до 0,2 %,
  • ZnO до 5 %,
  • MnO до 1 %; присутствуют также Co, Ni и др.

Собственно, хромит, то есть FeCr2O4 сравнительно редок.

Помимо различных хромитов, хром входит в состав ряда других минералов — хромовой слюды (фуксита), хромового хлорита, хромвезувиана, хромдиопсида, хромтурмалина, хромового граната (уваровита) и др.

, которые нередко сопровождают руды, но сами промышленного значения не имеют. В экзогенных условиях хром, как и железо, мигрирует в виде взвесей и может накапливаться в глинах. Наиболее подвижной формой являются хроматы.

Получение

Хром встречается в природе в основном в виде хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромит железа). Из него получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом):

Fe(CrO2)2 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO

  • Феррохром применяют для производства легированных сталей.
  • Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:
  • 1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе:

4Fe(CrO2)2 + 8Na2CO3 + 7O2 → 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2

  1. 2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа;
  2. 3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат;
  3. 4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата натрия углём:

Na2Cr27 + 2C → Cr2O3 + Na2CO3 + CO

5) с помощью алюминотермии получают металлический хром:

Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr + 130kcal

6) с помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты. При этом на катодах совершаются в основном 3 процесса:

  • восстановление шестивалентного хрома до трехвалентного с переходом его в раствор;
  • разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода;
  • разряд ионов, содержащих шестивалентный хром, с осаждением металлического хрома;

Cr2O72− + 14H+ + 12e− → 2Cr + 7H2O

Физические свойства

В свободном виде — голубовато-белый металл с кубической объёмноцентрированной решёткой, a = 0,28845 нм. Ниже температуры 38 °C является антиферромагнетиком, выше переходит в парамагнитное состояние (точка Нееля).

Хром имеет твёрдость по шкале Мооса 5, один из самых твёрдых чистых металлов (уступает только иридию, бериллию, вольфраму и урану). Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке.

Изотопы

Основная статья: Изотопы хрома

Природный хром состоит из четырех стабильных изотопов (50Cr (изотопная распространённость 4,345 %), 52Cr (83.789 %), 53Cr (9.501 %), 54Cr (2.365 %)).

Химические свойства

Характерные степени окисления

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6 (см. табл.). Практически все соединения хрома окрашены.

Степень окисленияОксидГидроксидХарактерПреобладающие формы в растворахПримечания
+2 CrO (чёрный) Cr(OH)2 (жёлтый) Основный Cr2+ (соли голубого цвета) Очень сильный восстановитель
+3 Cr2O3 (зелёный) Cr(OH)3 (серо-зелёный) Амфотерный Cr3+ (зелёные или лиловые соли)[Cr(OH)4]− (зелёный)
+4 CrO2 не существует Несолеобразующий Встречается редко, малохарактерна
+6 CrO3 (красный) H2CrO4H2Cr2O7 Кислотный CrO42− (хроматы, желтые)Cr2O72− (дихроматы, оранжевые) Переход зависит от рН среды. Сильнейший окислитель, гигроскопичен, очень ядовит.

Хром и его характеристикиДиаграмма Пурбе для хрома

Простое вещество

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) Cr2O3, обладающего амфотерными свойствами.

Синтезированы соединения хрома с бором (бориды Cr2B, CrB, Cr3B4, CrB2, CrB4 и Cr5B3), с углеродом (карбиды Cr23C6, Cr7C3 и Cr3C2), c кремнием (силициды Cr3Si, Cr5Si3 и CrSi) и азотом (нитриды CrN и Cr2N).

Соединения Cr(+2)

Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr2+ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr3+ или дихроматов цинком в кислой среде («водородом в момент выделения»):

                 [H]  2Cr3+ → Zn,HCl  2Cr2+ 

Все эти соли Cr2+ — сильные восстановители вплоть до того, что при стоянии вытесняют водород из воды. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr2+ окисляется, в результате чего голубой раствор быстро зеленеет.

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

Синтезированы дигалогениды хрома CrF2, CrCl2, CrBr2 и CrI2

Соединения Cr(+3)

Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr2O3 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 (в водных растворах ион Cr3+ существует в виде аквакомплексов [Cr(H2O)6]3+) до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы).

Cr3+ склонен к образованию двойных сульфатов вида MICr(SO4)2·12H2O (квасцов)

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

Cr3+ + 3NH3 + 3H2O → Cr(OH)3↓ + 3NH4+

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

Cr3+ + 3OH− → Cr(OH)3↓Cr(OH)3 + 3OH− → [Cr(OH)6]3−

Сплавляя Cr2O3 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):

2Na3[Cr(OH)6] + 3H2O2 → 2Na2CrO4 + 2NaOH + 8H2O

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) CrO3 в гидротермальных условиях получают оксид хрома(IV) CrO2, который является ферромагнетиком и обладает металлической проводимостью.

Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF4, тетрахлорид хрома CrCl4 существует только в парах.

Соединения хрома (+6)

Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид хрома (VI) CrO3 и целый ряд кислот, между которыми существует равновесие. Простейшие из них — хромовая H2CrO4 и двухромовая H2Cr2O7. Они образуют два ряда солей: желтые хроматы и оранжевые дихроматы соответственно.

Оксид хрома (VI) CrO3 образуется при взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов.

Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H2CrO4, дихромовую H2Cr2O7 и другие изополикислоты с общей формулой H2CrnO3n+1.

Увеличение степени полимеризации происходит с уменьшением рН, то есть увеличением кислотности:

2CrO42− + 2H+ → Cr2O72− + H2O

Но если к оранжевому раствору K2Cr2O7 прилить раствор щёлочи, как окраска вновь переходит в жёлтую, так как снова образуется хромат K2CrO4:

Cr2O72− + 2OH− → 2CrO42− + H2O

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, жёлтый хромат бария BaCrO4 выпадает при добавлении солей бария как к растворам хроматов, так и к растворам дихроматов:

Ba2+ + CrO42− → BaCrO4↓2Ba2+ + Cr2O72− + H2O → 2BaCrO4↓ + 2H+

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

Известны пентафторид хрома CrF5 и малоустойчивый гексафторид хрома CrF6. Также получены летучие оксигалогениды хрома CrO2F2 и CrO2Cl2 (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 монопероксида хрома(VI) CrO5 (CrO(O2)2), который экстрагируется в органический слой; данная реакция используется как аналитическая.

Применение

Хром — важный компонент во многих легированных сталях (в частности, нержавеющих), а также и в ряде других сплавов. Добавка хрома существенно повышает твердость и коррозийную стойкость сплавов.

Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование).

Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.

Хром и его характеристики

Биологическая роль и физиологическое действие

Хром — один из биогенных элементов, постоянно входит в состав тканей растений и 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.

Хром и его характеристикиПример соединения хрома (VI): Оксид хрома (VI)

Соединения хрома в степени окисления +6 особо токсичны. Практически вся хромовая руда обрабатывается через преобразование в дихромат натрия. В 1985 году было произведено примерно 136 000 тонн шестивалентного хрома.

Другими источниками шестивалентного хрома являются триоксид хрома и различные соли — хроматы и дихроматы.

Шестивалентный хром используется при производстве нержавеющих сталей, текстильных красок, консервантов для дерева, при хромировании и пр.

Шестивалентный хром является признанным канцерогеном при вдыхании. На многих рабочих местах сотрудники подвержены воздействию шестивалентного хрома, например, при гальваническом хромировании или сварке нержавеющих сталей. В Европейском союзе использование шестивалентного хрома существенно ограничено директивой RoHS.

Шестивалентный хром транспортируется в клетки человеческого организма с помощью сульфатного транспортного механизма благодаря своей близости к сульфатам по структуре и заряду. Трёхвалентный хром, более часто встречающийся, не транспортируется в клетки.

Внутри клетки Cr(VI) восстанавливается до метастабильного пятивалентного хрома (Cr(V)), затем до трехвалентного хрома (Cr(III)). Трехвалентный хром, присоединяясь к протеинам, создает гаптены, которые включают иммунную реакцию.

После их появления чувствительность к хрому не пропадает. В этом случае даже контакт с текстильными изделиями, окрашенными хромсодержащими красками или с кожей, обработанной хромом, может вызвать раздражение кожи.

Витамин C и другие агенты реагируют с хроматами и образуют Cr(III) внутри клетки.

Продукты шестивалентного хрома являются генотоксичными канцерогенами. Хроническое вдыхание соединений шестивалентного хрома увеличивает риск заболеваний носоглотки, риск рака лёгких. (Лёгкие особенно уязвимы из-за большого количества мелких капилляров). Видимо, механизм генотоксичности запускается пяти- и трёхвалентным хромом.

В США предельно допустимая концентрация шестивалентного хрома в воздухе составляет 5 мкг/м³ (0,005 мг/м³). В России предельно допустимая концентрация хрома (VI) существенно ниже — 1,5 мкг/м³ (0,0015 мг/м³).

Одним из общепризнанных методов избежания шестивалентного хрома является переход от технологий гальванического хромирования к газотермическому и вакуумному напылению.

Основанный на реальных событиях фильм «Эрин Брокович» режиссёра Стивена Содерберга рассказывает о крупном судебном процессе, связанном с загрязнением окружающей среды шестивалентным хромом, в результате которого у многих людей развились серьёзные заболевания.

Источник: https://chem.ru/hrom.html

Физические свойства и механические характеристики металла хром и его соединений

Хром и его характеристики

Хром – не конструкционный материал, но используется довольно широко за счет того, что обладает превосходными антикоррозийными свойствами. Хромирование защищает любой другой сплав от ржавчины. Кроме того, легирование сталей хромом придает им такую же стойкость к коррозии, которая свойственна и самому металлу.

Итак, давайте обсудим сегодня, каковы технические и окислительные характеристики материала хром, основные амфотерные, восстановительные свойства и получение металла также будут затронуты. А еще мы узнаем, каково влияние хрома на свойства стали.

Хром – металл 4 периода 6 группы побочной подгруппы. Атомный номер 24, атомная масса – 51, 996. Это твердый металл серебристо-голубоватого цвета. В чистом виде отличается ковкостью и вязкостью, но малейшие примеси азота или углерода придают ему хрупкость и твердость.

Хром часто относят к черным металлам за счет цвета его основного минерала – хромистого железняка. А вот свое название – от греческого «цвет», «краска», он получил благодаря своим соединениям: соли и оксиды металла с разной степенью окисления окрашены во все цвета радуги.

  • В нормальных условиях хром инертен и не взаимодействует с кислородом, азотом или водой.
  • На воздухе он сразу же пассивируется – покрывается тонкой оксидной пленкой, которая полностью перекрывает кислороду доступ к металлу. По той же причине вещество не взаимодействует с серной и азотной кислотой.
  • При нагревании металл становится активным и вступает в реакции с водой, кислородом, кислотами и щелочами.

Для него характерна объемно-центрированная кубическая решетка. Фазовые переходы отсутствуют. При температуре в 1830 С возможен переход к гранецентрированной решетке.

Однако у хрома есть одна интересная аномалия.

При температуре в 37 С некоторые физические свойства металла резко меняются: изменяется электросопротивление, коэффициент линейного расширения, падает до минимума модуль упругости и повышается внутреннее трение.

Связано это с прохождением точки Нееля: при этой температуре вещество меняет свои антиферромагнитные свойства на парамагнитные, что представляет собой переход первого уровня и означает резкое увеличение объема.

  • Химические свойства хрома и его соединений описаны в этом видео:
  • Физические характеристики металла зависят от примесей до такой степени, что сложным оказалось установить даже температуру плавления.
  • Согласно современным измерениям температура плавления считается величина в 1907 С. Металл относится к тугоплавким веществам.
  • Температура кипения равна 2671 С.

Ниже будет дана общая характеристика физических и магнитных свойств металла хром.

Общие свойства и характеристики хрома

Хром и его характеристики

Физические особенности

Хром относится к наиболее устойчивым из всех тугоплавких металлов.

  • Плотность в нормальных условиях составляет 7200 кг/куб. м, это меньше чем у железа.
  • Твердость по шкале Мооса составляет 5, по шкале Бринелля 7–9 Мн/м2. Хром является самым твердым металлом из известных, уступает только урану, иридию, вольфраму и бериллию.
  • Модуль упругости при 20 С составляет 294 ГПа. Это довольно умеренный показатель.

Благодаря строению – объемно-центрированная решетка, хром обладает такой характеристикой, как температура хрупко-вязкого периода.

Вот только когда речь идет об этом металле, эта величина оказывается сильно зависящей от степени чистоты и колеблется от -50 до +350 С.

На практике раскристаллизированный хром никакой пластичностью не обладает, но после мягкого отжига и формовки становится ковким.

Прочность металла также растет при холодной обработке. Легирующие добавки тоже заметно усиливают это качество.

Далее представлена краткая характеристика теплофизических свойств хрома.

Теплофизические характеристики

Как правило, тугоплавкие металлы имеют высокий уровень теплопроводности и, соответственно, низкий коэффициент теплового расширения. Однако хром заметно отличается по своим качествам.

В точке Нееля коэффициент теплового расширения совершает резкий скачок, а затем с увеличением температуры продолжает заметно расти. При 29 С (до скачка) величина коэффициента составляет 6.2 · 10-6 м/(м•K).

Теплопроводность подчиняется этой же закономерности: в точке Нееля она падает, хотя и не столь резко и уменьшается с возрастанием температуры.

  • В нормальных условиях теплопроводность вещества равна 93.7 Вт/(м•K).
  • Удельная теплоемкость в тех же условиях – 0.45 Дж/(г•K).

Электрические свойства

Несмотря на нетипичное «поведение» теплопроводности хром является одним из лучших проводников тока, уступая по этому параметру только серебру, меди и золоту.

  • При нормальной температуре электропроводность металла составит 7.9 · 106 1/(Ом•м).
  • Удельное электрическое сопротивление – 0.127 (Ом•мм2)/м.

До точки Нееля – 38 С, вещество является антиферромагнетиком, то есть, под действием магнитного поля и при его отсутствии никаких магнитных свойств не проявляется. Выше 38 С хром становится парамагнетиком: проявляет магнитные свойства под действием внешнего магнитного поля.

Хром и его характеристики

  • Трехвалентный хром оказывается в окружающей среде при добыче хромовой руды и ее переработке. Однако в организм человека может попасть и в составе пищевой добавки – пиколината хрома, используемой в программах по уменьшению веса. Как микроэлемент трехвалентный металл участвует в синтезе глюкозы и необходим. Избыток его, судя по исследованиям, определенной опасности не представляет, поскольку не всасывается стенками кишечника. Однако в организме он может накапливаться.
  • Соединения шестивалентного хрома токсичны более чем в 100–1000 раз. Попасть в организм он может при производстве хроматов, при хромировании предметов, при некоторых сварочных работах. Соединения шестивалентного элемента являются сильными окислителями. Попадая в ЖКТ, они вызывают кровотечение желудка и кишечника, возможно с прободением кишечника. Через кожу вещества почти не всасываются, но оказывают сильное разъедающее действие – возможны ожоги, воспаления, появление язв.

Такое же действие соединение производит и на дыхательную систему, но учитывая большую чувствительность слизистой, здесь картина более разрушительна.

Хром – обязательный легирующий элемент при получении нержавеющих и жаропрочных сталей. Его способность противостоять коррозии и передавать это качество сплавам остается самым востребованным качеством металла.

Химические свойства соединений хрома и его окислительно-восстановительные свойства рассмотрены в этом видео:

Источник: http://stroyres.net/metallicheskie/vidyi/tsvetnyie/hrom/fizicheskie-i-mehanicheskie-harakteristiki.html

ЦЕЛЬ УРОКА: Продолжить формирование понятий «химический элемент», «химическая реакция». Закрепить и углубить знания о периодической системе.

Подтвердить общие и особенные свойства хрома и его соединений. Продолжить формирование логического мышления: умение сравнивать, делать выводы.

Показать причинно- следственную зависимость между составом, строением, свойствами и применением.

  • 1.Положение хрома в периодической системе химических элементов и строение атома
  • Хром возглавляет VI Б группу. Его электронная формула следующая:
  • 24Сr ) +24 2 ) 8 )13 )1
  • 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1

Согласно закономерностям заполнения энергетических уровней и подуровней (орбиталей), у атома хрома на четвертом энергетическом уровне (s-подуровне) должно быть два электрона.

Однако происходит «проскок» электрона: один из двух s- электронов переходит на третий энергетический уровень, на свободную d-орбиталь.

В образовании химических связей могут участвовать 1 s-электрон внешнего уровня и 5 d-электронов предпоследнего уровня.

Хром может проявлять степени окисления от +1 до +6. Наиболее устойчивыми являются соединения хрома со степенью окисления +2, +3, +6.

2. Нахождение в природе

Общее содержание хрома в земной коре составляет 0,03%. Хром входит в состав различных минералов. Наиболее распространен минерал хромит, или хромистый железняк FeCr2O4, богатые месторождения которого имеются в Казахстане в Актюбинской области. На базе хромитовых руд этих месторождений работают Актюбинский и Ермаковский заводы ферросплавов.

В природе встречается также оксид хрома(III) Cr2O3 и некоторые другие соединения хрома. Хром обнаружен и в космосе: на Солнце, звездах и в метеоритах.

Хром и его характеристики

Хромистый железняк Хромит FeCr2O4

Хром и его характеристики

FeO* Cr2O3

Хром и его характеристики

  1. Крокоит PbCrO4
  2. 3. Получение
  3. Хром получают в промышленности пирометаллургическим способом и алюминотермией.
  4. Из хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромита железа) получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом):
  5. FeO· Cr2O3 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO↑
  6. Для получения чистого хрома его восстанавливают из оксида хрома (III) алюминием:
  7. Cr2O3 + 2AI = AI2O3 + 2Cr
  8. 4. Физические свойства

Хром – серебристо-белый блестящий металл. Из металлов он самый твердый, легко царапает стекло. Хром хрупкий, его плотность 7,2 г/см3, температура плавления 18550С. Электро- и теплопроводность небольшие.

5. Химические свойства

Поверхность хрома покрыта прозрачной пленкой оксида. Она очень тонкая, но химически весьма устойчива – даже кислоты разрушают ее с трудом. Благодаря этой пленке хром является одним из самых коррозионно-стойких металлов. Даже во влажном воздухе он совершенно не изменяется.

  • При высокой температуре хром горит в кислороде, образуя оксид Cr2O3:
  • 4Cr + 3 O2 = 2Cr2O3
  • Энергично взаимодействует хром с фтором и хлором. При пропускании хлора над нагретым до красного каления хромом получают хлорид хрома(III) темно-красного цвета:
  • 2Сr + 3 CI2 = 2CrCI3
  • Раскаленный хром реагирует с парами воды:
  • 2Сr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2↑
  • Металлический хром при нагревании реагирует также с серой, азотом, фосфором, углем, кремнием и бором. Например:
  • 1) 2Cr + N2 =2CrN (нитрид хрома (III))
  • 2) 2Cr + 3S = Cr2S3 (сульфид хрома (III))
  • Разбавленная соляная и серная кислоты начинают реагировать с хромом только некоторое время (после разрушения пленки):
  • 2 Cr + 3H2SO4(разб.) = Cr2(SO4)3 + 3H2↑
  • Азотная и концентрированная серная кислоты пассивируют хром (закрепляют оксидную пленку).
  • Реагирует с солями менее активных металлов
  • Cr + CuSO4 = CrSO4 + Cu
  • 6. Соединения хрома

Хром, проявляя степени окисления от +2 до +6, образует разнообразные соединения с различными свойствами. Для соединения хрома, как и для соединений других переходных металлов, существует закономерность: с возрастанием степени окисления основные и восстановительные свойства соединений ослабевают, а кислотные и окислительные свойства соединений усиливаются.

  1. Оксид хрома (II) CrO
  2. Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество черного цвета.
  3. Химические свойства
  4. CrO – основной оксид.
  5. 1. Взаимодействует с кислотами: CrO + 2HCl → CrCl2 + 2H2O
  6. 2. Легко окисляется на воздухе при нагревании до оксида хрома (III): 4CrO + O2 2 Cr2O3
  7. 3. Восстанавливается водородом до хрома: CrO + Н2 Cr + H2O
  8. Получение:
  9. 1. При окислении амальгамы хрома на воздухе:
  10. 2Cr + O2 2 CrO
  11. 2. При прокаливании Сr(ОН)2 в отсутствие кислорода:
  12. Сr(ОН)2 CrO + H2O
  13. Cr2O3 + 3Н2 2Cr + 3H2O
  14. Гидроксид хрома (II) Сr(ОН)2
  15. Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.
  16. Химические свойства
  17. Сr(ОН)2 – слабое основание.
  18. 1. Взаимодействует с кислотами:
  19. Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O
  20. 2. Легко окисляется в присутствии влаги кислородом воздуха в Сr(ОН)3:
  21. 4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Cr(OH)3
  22. 3. При прокаливании разлагается:
  23. а) без доступа воздуха: Сr(ОН)2 CrO + H2O
  24. б) в присутствии кислорода: 4Сr(ОН)2 2 Cr2O3 + 4H2O
  25. Получение:

1. Действием щелочи на растворы солей Cr(II): СrСl2 + 2 NaОН = Сr(ОН)2↓ + 2 NaСl.

  • Оксид хрома (III) Cr2O3
  • Физические свойства: темно-зеленое тугоплавкое вещество, нерастворимое в воде.
  • Химические свойства
  • Cr2O3 — амфотерный оксид.
  • 1. Взаимодействует с кислотами, как основной оксид:
  • Cr2O3 + 6HCl 2 CrCl3 + 3H2O
  • 2. Взаимодействует со щелочами, как кислотный оксид:
  • Cr2O3 + 2NaOH 2NaCrO2 + H2O
  • 3. При высокой температуре восстанавливается водородом, кальцием, углеродом до хрома:
  • Cr2O3 + 3Н2 2Cr + 3H2O
  • Получение:
  • 1. При окислении хрома:
  • 4Cr + 3O2 2Cr2O3
  • 2. При разложении гидроксида хрома (III):
  • 2Сr(ОН)3 Cr2O3 + 3H2O
  • Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3
  • Физические свойства: нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.
  • Химические свойства
  • Сr(ОН)3 – амфотерный гидроксид.
  • 1. Взаимодействует с кислотами, как нерастворимое основание:
  • 2Cr(OH)3 + 3H2SO4 →Cr2(SO4)3 + 6H2O
  • 2. Взаимодействует со щелочами, как нерастворимая кислота:
  • Cr(OH)3 + KOH → KCrO2+ 2H2O
  • (хромит калия)
  • 3. При нагревании легко разлагается:
  • 2Сr(ОН)3 Cr2O3 + 3H2O
  • Получение:
  • 1. При действии щелочей на соли Сr3+ выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) зеленого цвета:
  • Сr2(SО4)3 + 6NaОН → 2 Сr(ОН)3↓ + 3 Na2SО4
  • Оксид хрома (VI) CrO3

Физические свойства: твердое вещество темно-красного цвета, хорошо растворимое в воде. Ядовит!

  1. Химические свойства
  2. CrO3 – кислотный оксид.
  3. 1. Взаимодействует со щелочами, образуя соли желтого цвета-хроматы:
  4. CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O
  5. 2. Взаимодействует с водой, образуя кислоты:
  6. CrO3 + H2O → H2CrO4 — хромовая кислота
  7. 2 CrO3 + H2O → H2Cr2O7 — дихромовая кислота
  8. 3. Термически неустойчив:
  9. 4 CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2 ↑
  10. Получение:

1. Получают из хромата (или дихромата) калия действием H2SO4(конц.).

  • K2CrO4 + H2SO4 → CrO3 + K2SO4 + H2O
  • K2Cr2O7 + H2SO4 → 2CrO3 + K2SO4 + H2O
  • Гидроксидыхрома (VI)
  • H2CrO4 — хромоваякислота, H2Cr2O7 — дихромоваякислота

Обе кислоты неустойчивы, при попытке их выделения в чистом виде распадаются на воду и оксид хрома (VI). Однако соли их вполне устойчивы. Соли хромовой кислоты называют хроматами, они окрашены в желтый цвет, а соли дихромовой кислоты – дихроматами, они окрашены в оранжевый цвет [1].

Соединения Cr (II)- восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (III). Соединения хрома (VI) – сильные окислители, легко восстанавливается в соединения хрома (III).

Соединения хрома (III) могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями проявляет восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).

  1. 3Na2SO3 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O [2].
  2. Разложение дихромата аммония:
  3. (NH4)2 Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O [3].

Все соединения хрома со степенями окисления +3 и +6 ядовиты. Особенно это относится к хромовым кислотам и их солям, а также к оксиду хрома (VI). Они поражают кожу, дыхательные пути, вызывают воспаление глаз. Поэтому, работая с ними, необходимо соблюдать все меры предосторожности.

  • 7. Распознавание соединений хрома
  • Все растворы солей хрома имеют окраску:
  • Cr2+ -голубого цвета,
  • Cr3+ — зелено-фиолетового цвета,
  • CrO42- — желтого цвета и
  • Cr2O72- — оранжевого цвета.
  • Образующиеся из солей основания и кислоты хрома также ярко окрашены, что может служить признаком для их распознавания.
  • 8. Применение

Хром и его сплавы – ценные материалы современной техники. Хром – один из самых важных легирующих элементов, применяемых в черной металлургии. Его добавляют в пружинные, рессорные, инструментальные и шарикоподшипниковые стали. Нержавеющая сталь самой распространенной марки содержит 18% хрома и 8% никеля. Сплавы хрома с никелем- нихромы- применяются для изготовления нагревательных элементов.

Хром используется для создания антикоррозионных и декоративных покрытий.

Соли хрома весьма разнообразны по окраске: фиолетовые, синие, зеленые, коричневые, оранжевые, красные и черные. На их основе готовят разнообразные краски.

Хроматы и дихроматы применяются как окислители.

Соединения хрома необходимы при дублении кожи. Отсюда и идет название «хромовые сапоги». Такая кожа обладает красивым блеском, прочна и удобна в ношении.

Источник: http://ebooks.semgu.kz/content.php?cont=r;1994

Ссылка на основную публикацию