Какие свойства проявляют оксиды хрома
Низший оксид для элементов 6-й группы состава MeO получен только для хрома.
Физические свойства CrO(II):
- тугоплавкий порошок черного цвета;
- нерастворим в воде;
- устойчив на воздухе.
Химические свойства CrO(II):
- типичный основной оксид;
- реагирует с кислотами:
CrO+2HCl = CrCl2+H2O; - является сильным восстановителем;
- воспламеняется при нагревании или растирании на воздухе, сгорая до Cr2O3;
- при высокой температуре (1000°C) “забирает” кислород у углекислого газа:
- 2CrO+CO2 → Cr2O3+CO;
- в инертной атмосфере нагревание CrO (700°C) приводит к диспропорционированию:
3CrO → Cr2O3+Cr - CrO(II) получают путем воздействия на амальгаму хрома кислородом воздуха:
2Cr+O2 = 2CrO
Гидроксид хрома Cr(OH)2(II)
Физические свойства Cr(OH)2(II):
- вещество коричнево-желтого цвета;
- нерастворим в воде;
- быстро окисляется на воздухе.
Химические свойства Cr(OH)2(II):
- проявляет оснОвные свойства;
- реагирует с кислотами:
Cr(OH)2+H2SO4 = CrSO4+2H2O - Cr(OH)2(II) получают, как продукт реакции солей хрома с щелочью в отсутствии кислорода:
CrCl2+2NaOH = Cr(OH)2↓+2NaCl
Соединения хрома со степенью окисления +2 являются неустойчивыми, легко окисляются кислородом воздуха в более устойчивые соединения хрома со степенью окисления +3:
4Cr(OH)2+O2+2H2O = 4Cr(OH)3
Оксид хрома Cr2O3(III) – хромовая охра
Cr2O3 в мелкоизмельченном состоянии применяют в качестве абразивного материала (паста ГОИ), зеленого пигмента, катализатора в органическом синтезе. Оксид хрома (III) является основной добавкой к корунду при выращивании искусственных рубинов, используемых в ювелирной промышленности и часовом деле, а также в качестве лазерного материала в оптоэлектронике.
Физические свойства Cr2O3(III):
- тугоплавкий порошок серо-зеленого цвета, имеющий структуру корунда (α-Al2O3);
- нерастворим в воде;
- обладает высокой твердостью;
- меняет свой цвет от светло-зеленого до черного в зависимости от размеров кристаллов;
- при н.у. является полупроводником;
- при нагревании порошок приобретает коричневый цвет, при охлаждении зеленая окраска возвращается;
- Cr2O3 с корундом образует твердые растворы, в которых катионы хрома и алюминия заполняют пустоты анионной решетки, такие твердые растворы с содержанием Cr2O3 до 10% имеют красный цвет, и в природе известны под названием рубин, который является драгоценным камнем-минералом. Твердые растворы в которых содержание оксида хрома превышает 10%, имеют зеленый цвет (окраска твердого раствора зависит от расстояния связи металл-кислород).
Химические свойства Cr2O3(III):
- Cr2O3 амфотерный оксид – самое устойчивое соединение хрома;
- при н.у. плохо растворим в кислотах и щелочах;
- при сплавлении с щелочами (карбонатами щелочных металлов) образует метахромиты:
Cr2O3+2KOH = 2KCrO2+H2O
Cr2O3+Na2CO3 = 2NaCrO2+CO2↑ - с кислотами образует соли:
Cr2O3+6HCl = 2CrCl3+3H2O - с щелочами образует комплексные соединения хрома:
Cr2O3+6KOH+3H2O = 2K2[Cr(OH)6] - в промышленности Cr2O3 получают восстановлением дихромата калия серой или коксом:
K2Cr2O7+S = Cr2O3+K2SO4 - Cr2O3 также можно получить разложением дихромата аммония или прокаливанием гидроксида хрома:
(NH4)Cr2O7 = Cr2O3+N2+4H2O
2Cr(OH)3 = Cr2O3+3H2O
Гидроксид хрома Cr(OH)3(III)
Физические свойства Cr(OH)3(III):
- амфотерный малоустойчивый гидроксид различной окраски (голубой, фиолетовой, зеленой), которая зависит от условий получения;
- имеет различную химическую активность;
- плохо растворим в воде.
Химические свойства Cr(OH)3(III):
- реагирует с кислотами с образованием солей:
Cr(OH)3+3H2SO4 = Cr2(SO4)3+6H2O - реагирует с щелочами с образованием комплексных соединений хрома:
Cr(OH)3+NaOH = Na[Cr(OH)4] - осаждается при действии щелочей на соли хрома:
Cr(OH)3+3NaOH = Cr(OH)3↓+3NaCl - выпавший в осадок гидрооксид хрома растворим в кислотах:
Cr(OH)3+3HCl = CrCl3+3H2O - и в избытке щелочей:
Cr(OH)3+3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
Оксид хрома CrO2(IV) (диоксид хрома)
Диоксид хрома применяется в производстве элементов памяти для компьютеров.
- все диоксиды элементов 6-й группы (Cr, Mo, W) имеют структуру рутила;
- не реагируют с водой и щелочами;
- диоксид хрома имеет черную окраску, обладает металлической проводимостью, является ферромагнетиком;
- диоксиды, как промежуточный прдукт реакции, получают при разложении или восстановлении высших оксидов (VI) соответствующих металлов, при темературах 250°(Cr), 450°C(Mo), 600°C(W):
3(NH4)Cr2O7 → 6CrO2+2N2+9H2O+2NH3
MoO3+H2 → MoO2+H2O
WO3+H2 → WO2+H2O - диоксид хрома получают нагреванием Cr2O3 в кислороде при 300°C и высоком давлении;
- устойчивость диоксида возрастает в ряду от хрома к вольфраму.
Оксид хрома CrO3(VI) (хромовый ангидрид)
Физические свойства CrO3(VI):
- кристаллы красно-фиолетового цвета;
- разлагаются при комнатной температуре;
- расплывается на воздухе по причине высокой гигроскопичности;
- хорошо растворим в воде.
Химические свойства CrO3(VI):
- CrO3(VI) является кислотным оксидом;
- растворяясь в воде, образует хромовые кислоты:
- хромовая кислота: CrO3+H2O(изб) = H2CrO4
- дихромовая кислота: 2CrO3+H2O(нед) = H2Cr2O7
- реагирует с основаниями:
CrO3+2KOH = K2CrO4+H2O - CrO3 окисляет углерод, серу, фосфор, йод, образуя оксид хрома (III):
4CrO3+3S = 3SO2+2Cr2O3 - нагретый до температуры выше 250°C, триоксид хрома разлагается на молекулярный кислород и оксид хрома (III):
4CrO3 = 2Cr2O3+3O2
Триоксид хрома получают действием концентрированной серной кислоты на концентрированные растворы хроматов/дихроматов калия/натрия:
K2Cr2O7+H2SO4 = 2CrO3↓+K2SO4+H2O
Гидроксиды хрома
К гидроксидам хрома относятся две кислоты – хромовая и дихромовая, существующие только в водных растворах, но образующие очень устойчивые соли – хроматы и дихроматы соответственно. Хроматы окрашивают раствор в желтый цвет; дихроматы – в оранжевый.
Кислоты образуются в результате взаимодействия с водой триоксида хрома – если вода присутствует в избытке, образуется хромовая кислота, если в недостатке – дихромовая:
CrO3+H2O(изб) = H2CrO4
2CrO3+H2O(нед) = H2Cr2O7
Примечательно, что хромат-ионы и дихромат-ионы при изменении среды растворов без проблем переходят друг в друга, меняя при этом окраску раствора:
- в кислой среде хроматы переходят в дихроматы, меняя желтый цвет раствора на оранжевый:
2CrO42-+2H+ ↔ Cr2O72-+H2O
2K2CrO4+H2SO4 ↔ K2Cr2O7+K2SO4+H2O - в щелочной среде все происходит наоборот – дихроматы переходят в хроматы, а оранжевый цвет раствора меняется на желтый:
Cr2O72-+2OH- ↔ 2CrO42-+H2O
K2Cr2O7+2KOH = 2K2CrO4+H2O
Хроматы получают сплавлением хромистого железняка или оксида хрома (III) с карбонатами в присутствии кислорода (t=1000°C):
4Fe(CrO2)2+8Na2CO3+7O2 = 8Na2CrO4+2Fe2O3+8CO2
Дихроматы получают из растворов хроматов, подкисляя их.
Источник
Хромовый ангидрид, хранящийся в герметичном сосуде
Окси́д хро́ма(VI) (триоксид хрома, трёхокись хрома, хромовый ангидрид), CrO3 — соединение хрома с кислородом, тёмно-красные кристаллы, хорошо растворимые в воде. Ангидрид хромовой и дихромовой кислот.
Свойства[править | править код]
Физические свойства[править | править код]
Чёрно-красные с фиолетовым оттенком кристаллы — пластины или иголки. Гигроскопичен, расплывается на воздухе.
tпл=196 °C, при атмосферном давлении разлагается ниже температуры кипения.
Плотность 2,8 г/см³; Растворимость в воде — 166 г/100 г (15 °C), 199 г/100 г (100 °C).
Химические свойства[править | править код]
CrO3 — кислотный оксид. При его растворении в воде образуется хромовая кислота (при недостатке CrO3):
или дихромовая кислота (при избытке CrO3):
При взаимодействии CrO3 со щелочами образуются хроматы:
При нагревании выше 250 °C разлагается с образованием оксида хрома(III) и кислорода:
Как и все соединения Cr(VI), CrO3 является сильным окислителем (восстанавливается до Cr2O3). Например этанол, ацетон и многие другие органические вещества самовоспламеняются или даже взрываются при контакте с предварительно измельченным до состояния порошка оксидом хрома VI (хотя некоторые справочники указывают «растворим в спирте и эфире»). Без тщательного измельчения кристаллов хромового ангидрида добиться воспламенения спиртов и кетонов при контакте с ним невозможно. Окисляет иод, серу, фосфор, уголь, например:
Комплекс триоксида хрома с пиридином используется для окисления спиртов в соответствующие карбонильные соединения (реакция Саретта).
Получение[править | править код]
Получают действием H2SO4 на дихромат натрия Na2Cr2O7 (реже дихромат калия K2Cr2O7).
Применение[править | править код]
Используется для получения хрома электролизом, электролитического хромирования; хроматирования оцинкованных деталей, в качестве сильного окислителя, изредка в пиросоставах.
Применяют также, как окислитель в органической химии (в производстве изатина, индиго и т. д.).
В смеси с кизельгуром применяется для очистки ацетилена под названием «эпурит».
Растворы хромового ангидрида (или, чаще, дихромата калия) в серной кислоте широко используются в лабораторной практике для очистки посуды от органических загрязнений (хромовая смесь).
Токсичность[править | править код]
Оксид хрома(VI) очень ядовит и канцерогенен, как и многие другие соединения шестивалентного хрома. Летальная доза для человека при попадании внутрь 0,08 г/кг.
Хромовый ангидрид — весьма химически активное вещество, способен вызвать при соприкосновении с органическими веществами возгорания и взрывы. Сам негорюч, но воспламеняет бензин при комнатной температуре и используется в качестве воспламенителя топлива в ракетной технике. При попадании на кожу вызывает сильные раздражения, экземы и дерматиты, а также может спровоцировать развитие рака кожи. Даже при своевременном удалении с кожных покровов оставляет пятна коричневого цвета. Весьма опасно вдыхание паров хромового ангидрида, хотя он и малолетуч.
Для хранения его применяется стеклянная или фарфоровая герметичная посуда, необходимо исключение контакта с органическими веществами. Работа с ним требует применения спецодежды и средств индивидуальной защиты.
Источник
Элемент хром расположен в четвертом периоде и побочной подгруппе VI группы Периодической системы. Атом хрома имеет электронную конфигурацию $1s^22s^22p^63s^23p^63d^54s^1$. Обратите внимание на провал электрона: подобно другим элементам шестой группы в соединениях хром проявляет максимальную степень окисления +6, однако наиболее устойчив в более низкой степени окисления +3.
Элемент хром был обнаружен в природном минерале в конце XVIII века. Тогда же были получены его соли, яркая и разнообразная окраска которых и объясняет данное элементу название – оно происходит от греческого слова “chroma” – цвет, краска.
Нахождение в природе и получение
В природе встречается преимущественно в виде двойного оксида – хромистого железняка $FeCr_2O_4$, переработкой которого и получают металл. Восстановление хромистого железняка углем в электрических дуговых печах приводит к феррохрому – сплаву железа и хрома:
$FeCr_2O_4 + 4C xrightarrow[]{t, ^circ C} Fe + 2Cr + 4CO$
Содержание хрома в нем может достигать 70%. Феррохром используют для производства хромированной стали. Металл не содержащий железа получают восстановлением оксида алюминием:
$Cr_2O_3 + 2Al xrightarrow[]{t, ^circ C} Al_2O_3 + 2Cr$
Метод алюмотермии был разработан в конце XIX века как раз для производства хрома. Наиболее чистый хром получают электролизом растворов.
Физические свойства
В свободном виде хром – довольно тяжелый серебристо-белый тугоплавкий (т. пл. $1875^0C$, т. кип. $2680^0C$) металл, обладающий высокой твердостью – он царапает стекло. Чистый хром пластичен, однако даже незначительные примеси кислорода, азота и углерода делают его хрупким. Такой металл при ударе молотком легко раскалывается. Значительное влияние даже ничтожного количества примесей на физические свойства характерно и для большинства других переходных металлов.
Химические свойства хрома
При комнатной температуре хром малоактивен. В отличие от железа он не окисляется и не тускнеет даже при хранении на влажном воздухе и в воде. С этим качеством хрома связано его использование в борьбе с коррозией железа. Металлический хром используют в виде хромированного покрытия или добавляют при производстве нержавеющей стали. Лишь раскаленный до высокой температуры хром сгорает в кислороде с образованием темно-зеленого порошка оксида хрома(III):
$4Cr + 3O_2 = 2Cr_2O_3$
. Выше 600°C хром реагирует с хлором и бромом, также давая соединения хрома(III).
Хотя в ряду напряжений хром расположен левее водорода, он не окисляется даже на влажном воздухе благодаря образованию на поверхности тонкой прозрачной пленки оксида. В разбавленных кислотах хром растворяется, образуя красивые ярко-синие растворы солей хрома(II), устойчивые лишь в отсутствие кислорода воздуха:
$Cr + 2HCl = CrCl_2 + H_2$
В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):
$4Cr + 12HCl + 3O_2 = 4CrCl_3 + 6H_2O$
При комнатной температуре хром не реагирует с концентрированными растворами кислот-окислителей – серной и азотной. При нагревании с этими кислотами образуются соли хрома(III):
$2Cr + 6H2SO_{4textrm{(конц.)}} xrightarrow[]{t, ^circ C} Cr_2(SO_4)_3 + underline{3SO_2uparrow} + 6H_2O$
$Cr + 6HNO_{3textrm{(конц.)}} xrightarrow[]{t, ^circ C} Cr(NO_3)_3 + underline{3NO_2uparrow} + 3H_2O$
Подобно многим другим переходным металлам хром образует несколько рядов соединений, отвечающих различным степеням окисления.
СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА(II)
Ярко-синие растворы солей хрома(II), образующиеся при растворении металла с разбавленных кислотах в атмосфере азота, на воздухе мгновенно окисляются до хрома(III), что сопровождается изменением окраски на серо-фиолетовую или зеленую:
$4CrCl_2 + O_2 + 4HCl = 4CrCl_3 + 2H_2O$
Cr2+ – e– -> Cr3+ |1 4| окисление, $CrCl_2$– восстановитель за счет Cr2+
O20 + 4e– -> 2O2– |4 1| восстановление, O20 – окислитель
$4Cr^{2+} + O_2^0 = 4Cr^{3+} + 2O^{2–}$
Это свидетельствует о том, что хром в степени окисления +2 является сильным восстановителем.
При действии на соли хрома(II) растворами щелочей выпадает желтый осадок гидроксида, не реагирующий с избытком щелочи, то есть проявляющий основные свойства:
$CrCl_2 + 2NaOH = Cr(OH)_2downarrow+ 2NaCl$
Соответствующий ему оксид CrO также является основным.
Соединения хрома(III)
Одно из важнейших соединений хрома(III) – оксид $Cr_2O_3$ – представляет собой темно-зеленый порошок, нерастворимый в воде. В природе он встречается в виде минерала хромовой охры. На основе этого вещества изготавливают полировальные пасты.
Оксид и гидроксид хрома(III) реагируют как с кислотами, так и с щелочами, что доказывает их амфотерность. При растворении гидроксида хрома в кислотах образуются соли хрома(III) окрашенные в темно-зеленый или в фиолетовый цвет:
$2Cr(OH)_3 + 3H_2SO_4 = Cr_2(SO_4)_3 + 6H_2O$
Из фиолетового раствора, полученного добавлением к раствору сульфата хрома(III) сульфата калия на холоду кристаллизуются темно-фиолетовые октаэдрические кристаллы хромокалиевых квасцов $KCr(SO_4)_2cdot12H_2O$ – двойного сульфата хрома-калия. Раньше их использовали для выделки кож. При действии на раствор хромокалиевых квасцов ортофосфата аммония выпадает зеленый осадок фосфата хрома(III) $CrPO_4$. Соли хрома(III) и слабых кислот – сероводородной, угольной, сернистой, кремниевой – не удается осадить из водных растворов вследствие полного необратимого гидролиза. Если к зеленому раствору хлорида хрома(III) прибавить раствор сульфида натрия наблюдается выделение сероводорода и выпадение серо-зеленого осадка гидроксида:
$2CrCl_3 + 3Na_2S + 6H_2O = 2Cr(OH)_3downarrow + 6NaCl + 3H_2Suparrow$
При растворении гидроксида хрома(III) в щелочах образуются изумрудно-зеленые растворы хромитов:
$Cr(OH)_3 + 3KOH _{textrm{(водн.)}} = K_3[Cr(OH)_6]$
Сплавлением оксида хрома(III) с щелочами или карбонатами щелочных металлов получают хромиты другого состава, например, $NaCrO_2$:
$Cr_2O_3 + 2NaOH xrightarrow[]{t, ^circ C} 2NaCrO_2 + H_2O$
$Cr_2O_3 + Na_2CO_3 xrightarrow[]{t, ^circ C} 2NaCrO_2 + CO_2$
При действии кислот хромиты разрушаются:
при недостатке кислоты превращаясь в гидроксид хрома(III) $NaCrO_2 + HCl + H_2O = Cr(OH)_3downarrow + NaCl$
в избытке кислоты образуя соли $NaCrO_2 + 4HCl = CrCl_3 + NaCl + 2H_2O$
Степень окисления +3 для хрома наиболее устойчива, поэтому соединения хрома(III) могут быть восстановлены до хрома(II) лишь под действием сильных восстановителей:
$2CrCl_3 + Zn = 2CrCl_2 + ZnCl2$
Сильные окислители, например, пероксид водорода или бром в щелочной среде переводят соединения хрома(III) в соединения хрома(VI):
$2Cr(OH)_3 + 3Br_2 + 10NaOH = 2Na_2CrO_4 + 6NaBr + 8H_2O$
О протекании реакции свидетельствует появление желтого окрашивания раствора. Хроматы – это соли хромовой кислоты $H_2CrO_4$, известной лишь в разбавленных водных растворах.
СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА(VI)
Хромат-ионы $CrO_4^{2-}$ устойчивы лишь в щелочной среде, а при подкислении переходят в оранжевые бихроматы, соли двухромовой кислоты $H_2Cr_2O_7$:
$2CrO_4^{2-}+ 2H^+ leftrightarrow Cr_2O_7^{2–} + H_2O$
Реакция обратима, поэтому при добавлении щелочи желтая окраска хромата восстанавливается:
$Cr_2O_7^{2–} + 2OH^- leftrightarrow 2CrO_4^{2-}+ H_2O$
$textrm{оранжевый} Leftrightarrow textrm{желтый}$
$Cr_2O_7^{2–} xrightarrow [OH^-]{H^+}CrO_4^{2-}$
$textrm{дихромат} Leftrightarrow textrm{хромат}$
Добавление к раствору бихромата калия $K_2Cr_2O_7$ концентрированной серной кислоты приводит к выделению ярко-красного осадка хромового ангидрида $CrO_3$:
$Na_2Cr_2O_7 + 2H_2SO_{4textrm{(конц.)}}= 2NaHSO_4 + 2CrO_3 + H_2O$
Оксид хрома(VI) является кислотным оксидом: с водой образует соответствующие кислоты:
$CrO_3 + H_2O = H_2CrO_4$
$2CrO_3 + H_2O = H_2Cr_2O_7$
Как типичный кислотный оксид $CrO_3$ реагирует с щелочами и основными оксидами с образованием хроматов:
$CrO_3 + BaO = BaCrO_4$
$CrO_3 + 2NaOH = Na_2CrO_4 + H_2O$
Соединения хрома(VI) – сильные окислители. Хромовый ангидрид воспламеняет этиловый спирт, легко окисляет многие органические вещества. Раствор бихромата калия в крепкой серной кислоте называют хромовой смесью. Ее часто применяют в химических лабораториях для мытья посуды. Благодаря входящему в ее состав бихромату хромовая смесь проявляет сильные окислительные свойства. Убедимся в этом на опыте. Пропустим через хромовую смесь сероводород. Оранжевая окраска раствора быстро сменяется на темно-зеленую, наблюдается выпадение осадка серы:
$3H_2S + K_2Cr_2O_7 + 4H2SO4 = 3S + Cr_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + 7H_2O$
Бихроматы проявляют окислительные свойства не только в растворах, но и в твердом виде. Так, при спекании с серой или углем они восстанавливаются:
$Na_2Cr_2O_7 + S xrightarrow[]{t, ^circ C}Na_2SO_4 + Cr_2O_3$
Эти реакции используют для получения оксида хрома(III).
Хроматы и бихроматы некоторых металлов используют в качестве желтых, красных и оранжевых пигментов.
Генетический ряд хрома
Изучение химии соединений хрома в различных степенях окисления позволяет проследить закономерности изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в ряду Cr(II) – Cr(III) – Cr(VI).
Запомнить! Оксид и гидроксид хрома(II) обладают основными свойствами, соединения хрома (III) амфотерны, а хрома(VI) – кислотные.
Соединения хрома(II) – типичные восстановители, а соединения хрома в высшей степени окисления – типичные окислители. Для соединений хрома(III) характерны и окислительные, и восстановительные свойства.
| Cr(II) | Cr(III) | Cr(VI) |
|---|---|---|
| CrO | $Cr_2O_3$ | $CrO_3$ |
| $ Cr(OH)_2$ | $Cr(OH)_3$ | $ H_2CrO_4, H_2Cr_2O_7$ |
Соли – с кислотами $Cr^{2+}$ | Соли – с кислотами $Cr^{3+}$ Гидроксокомплексы: $[Cr(OH)_6]^{3-}$ | Хроматы $Na_2CrO_4$ Дихроматы $K_2Cr_2O_7$ |
| основный характер | амфотерный характер | кислотный характер |
| типичные восстановители | могут проявлять и окислительные и восстановительные свойства | типичные окислители |
$xrightarrow[]{textrm{кислотные свойства возрастают}}$ | ||
$xleftarrow[]{textrm{ восстановительные свойства возрастают}}$ | ||
Восстановительные свойства хрома(II) ярче всего проявляются в кислой среде, а окислительные свойства хрома(VI) – в щелочной.
Все соединения хрома, особенно в высшей степени окисления, ядовиты!
Источник
Хром
Открытие хрома относится к периоду бурного развития химико-аналитических исследований солей и минералов. В России химики проявляли особый интерес к анализу минералов, найденных в Сибири и почти неизвестных в Западной Европе. Одним из таких минералов была сибирская красная свинцовая руда (крокоит), описанная еще Ломоносовым. Минерал исследовался, но ничего, кроме окислов свинца, железа и алюминия в нем не было найдено. Однако в 1797 году Вокелен, прокипятив тонко измельченный образец минерала с поташом и осадив карбонат свинца, получил раствор, окрашенный в оранжево – красный цвет. Из этого раствора он выкристаллизовал рубиново-красную соль, из которой выделили окисел и свободный металл, отличный от всех известных металлов. Вокелен назвал его Хром (Chrome) от греческого слова – окраска, цвет; правда здесь имелось в виду свойство не металла, а его ярко окрашенных солей.
Нахождение в природе.
Важнейшей рудой хрома, имеющей практическое значение, является хромит, приблизительный состав которого отвечает формуле FeCrO4.
Он встречается в Малой Азии, на Урале, в Северной Америке, на юге Африки. Техническое значение имеет также вышеназванный минерал крокоит – PbCrO4. В природе встречаются также оксид хрома (3) и некоторые другие его соединения. В земной коре содержание хрома в пересчете на металл составляет 0,03%. Хром обнаружен на Солнце, звездах, метеоритах.
Физические свойства.
Хром – белый, твердый и хрупкий металл, исключительно химически стойкий к воздействию кислот и щелочей. На воздухе он окисляется, имеет на поверхности тонкую прозрачную пленку оксида. Хром имеет плотность 7,1 г/см3 , его температура плавления составляет +18750С.
Получение.
При сильном нагреве хромистого железняка с углем происходит восстановление хрома и железа:
FeO * Cr2O3 + 4C = 2Cr + Fe + 4CO
В результате этой реакции образуется сплав хрома с железом, отличающийся высокой прочностью. Для получения чистого хрома, его восстанавливают из оксида хрома(3) алюминием:
Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr
В данном процессе обычно используют два оксида – Cr2O3 и CrO3
Химические свойства.
Благодаря тонкой защитной пленке оксида, покрывающей поверхность хрома, он весьма устойчив к воздействию агрессивных кислот и щелочей. Хром не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотами, а также с фосфорной кислотой. Со щелочами хром вступает во взаимодействие при t = 600-700оC. Однако хром взаимодействует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя водород:
2Cr + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3H2
2Cr + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2
При высокой температуре хром горит в кислороде, образуя оксид(III).
Раскаленный хром реагирует с парами воды:
2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2
Хром при высокой температуре реагирует также с галогенами, галоген – водородами, серой, азотом, фосфором, углем, кремнием, бором, например:
Cr + 2HF = CrF2 + H2
2Cr + N2 = 2CrN
2Cr + 3S = Cr2S3
Cr + Si = CrSi
Вышеуказанные физические и химические свойства хрома нашли свое применение в различных областях науки и техники. Так, например, хром и его сплавы используются для получения высокопрочных, коррозионно-стойких покрытий в машиностроении. Сплавы в виде феррохрома используются в качестве металлорежущих инструментов. Хромированные сплавы нашли применение в медицинской технике, при изготовлении химического технологического оборудования.
Положение хрома в периодической системе химических элементов:
Хром возглавляет побочную подгруппу VI группы периодической системы элементов. Его электронная формула следующая:
+24Cr IS22S22P63S23P63d54S1
В заполнении орбиталей электронами у атома хрома нарушается закономерность, согласно которой сначала должна была бы заполнятся 4S – орбиталь до состояния 4S2. Однако, вследствие того, что 3d – орбиталь занимает в атоме хрома более выгодное энергетическое положение, происходит ее заполнение до значения 4d5. Такое явление наблюдается у атомов некоторых других элементов побочных подгрупп. Хром может проявлять степени окисления от +1 до +6. Наиболее устойчивыми являются cоединения хрома со степенями окисления +2, +3, +6.
Соединения двухвалентного хрома.
Оксид хрома (II) CrO – пирофорный черный порошок (пирофорность – способность в тонкораздробленном состоянии воспламенятся на воздухе). CrO растворяется в разбавленной соляной кислоте:
CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O
На воздухе при нагревании свыше 1000С CrO превращается в Cr2O3.
Соли двухвалентного хрома образуются при растворении металлического хрома в кислотах. Эти реакции проходят в атмосфере малоактивного газа (например H2), т.к. в присутствии воздуха легко происходит окисление Cr(II) до Cr(III).
Гидроксид хрома получают в виде желтого осадка при действии раствора щелочи на хлорид хрома (II):
CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 + 2NaCl
Cr(OH)2 обладает основными свойствами, является восстановителем. Гидратированный ион Cr2+ окрашен в бледно – голубой цвет. Водный раствор CrCl2 имеет синюю окраску. На воздухе в водных растворах соединения Cr(II) переходят в соединения Cr(III). Особенно это ярко выражается у гидроксида Cr(II):
4Cr(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Cr(OH)3
Соединения трехвалентного хрома.
Оксид хрома (III) Cr2O3 – тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду. В лаборатории его можно получить нагреванием дихромата аммония:
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2
Cr2O3 – амфотерный оксид, при сплавлении со щелочами образует хромиты: Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O
Гидроксид хрома также является амфотерным соединением:
Cr(OH)3 + HCl = CrCl3 + 3H2O
Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O
Безводный CrCl3 имеет вид листочков темно-фиолетового цвета, совершенно нерастворим в холодной воде, при кипячении он растворяется очень медленно. Безводный сульфат хрома (III) Cr2(SO4)3 розового цвета, также плохо растворим в воде. В присутствии восстановителей образует фиолетовый сульфат хрома Cr2(SO4)3*18H2O. Известны также зеленые гидраты сульфата хрома, содержащие меньшее количество воды. Хромовые квасцы KCr(SO4)2*12H2O выкристаллизовываются из растворов, содержащих фиолетовый сульфат хрома и сульфат калия. Раствор хромовых квасцов при нагревании становится зеленым благодаря образованию сульфатов.
Реакции с хромом и его соединениями
Почти все соединения хрома и их растворы интенсивно окрашены. Имея бесцветный раствор или белый осадок, мы можем с большой долей вероятности сделать вывод об отсутствии хрома.
- Сильно нагреем в пламени горелки на фарфоровой чашке такое количество бихромата калия, которое поместится на кончике ножа. Соль не выделит кристаллизационной воды, а расплавится при температуре около 4000С с образование темной жидкости. Погреем ее еще несколько минут на сильном пламени. После охлаждения на черепке образуется зеленый осадок. Часть его растворим в воде ( она приобретает желтый цвет), а другую часть оставим на черепке. Соль при нагревании разложилась, в результате образовался растворимый желтый хромат калия K2CrO4 и зеленый Cr2O3.
- Растворим 3г порошкообразного бихромата калия в 50мл воды. К одной части добавим немного карбоната калия. Он растворится с выделением CO2, а окраска раствора станет светло – желтой. Из бихромата калия образуется хромат. Если теперь по порциям добавить 50% раствор серной кислоты, то снова появится красно – желтая окраска бихромата.
- Нальем в пробирку 5мл. раствора бихромата калия, прокипятим с 3мл концентрированной соляной кислоты под тягой. Из раствора выделяется желто-зеленый ядовитый газообразный хлор, потому, что хромат окислит HCl до Cl2 и H2O. Сам хромат превратится в зеленый хлорид трехвалентного хрома. Его можно выделить выпариванием раствора, а потом, сплавив с содой и селитрой, перевести в хромат.
- При добавлении раствора нитрата свинца выпадает желтый хромат свинца; при взаимодействии с раствором нитрата серебра образуется красно – коричневый осадок хромата серебра.
- Добавим пероксид водорода к раствору бихромата калия и подкислим раствор серной кислотой. Раствор приобретает глубокий синий цвет благодаря образованию пероксида хрома. Пероксид при взбалтывании с некоторым количеством эфира перейдет в органический растворитель и окрасит его в голубой цвет. Данная реакция специфична для хрома и очень чувствительна. С ее помощью можно обнаружить хром в металлах и сплавах. Прежде всего необходимо растворить металл. При длительном кипячении с 30% – ной серной кислотой (можно добавить и соляную кислоту) хром и многие стали частично растворяются. Полученный раствор содержит сульфат хрома (III). Чтобы можно было провести реакцию обнаружения, сначала нейтрализуем его едким натром. В осадок выпадает серо-зеленый гидроксид хрома (III), который растворится в избытке NaOH и образует зеленый хромит натрия. Профильтруем раствор и добавим 30% -ый пероксид водорода. При нагревании раствор окрасится в желтый цвет, так как хромит окислится до хромата. Подкисление приведет к появлению голубой окраски раствора. Окрашенное соединение можно экстрагировать, встряхивая с эфиром.
Аналитические реакции на ионы хрома.
- К 3-4 каплям раствора хлорида хрома CrCl3 прибавьте 2М раствор NaOH до растворения первоначально выпавшего осадка. Обратите внимание на цвет образовавшегося хромита натрия. Нагрейте полученный раствор на водяно бане. Что при этом происходит?
- К 2-3 каплям р-ра CrCl3 прибавьте равный объем 8М раствора NaOH и 3-4 капли 3% р-ра H2O2. Нагрейте реакционную смесь на водяной бане. Что при этом происходит? Какой осадок образуется, если полученный окрашеный раствор нейтрализовать, добавить к нему CH3COOH, а затем Pb(NO3)2?
- Налейте в пробирку по 4-5 капель растворов сульфата хрома Cr2(SO4)3, IMH2SO4 и KMnO4. Нагрейте реакционную смест в течение нескольких минут на водяной бане. Обратите внимание на изменение окраски раствора. Чем оно вызвано?
- К 3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K2Cr2O7 прибавьте 2-3 капли раствора H2O2 и перемешайте. Появляющиеся синее окрашивание раствора обусловлено возникновением надхромовой кислоты H2CrO6:
Cr2O72- + 4H2O2 + 2H+ = 2H2CrO6 + 3H2O
Обратите внимание на на быстрое разложение H2CrO6:
2H2CrO6 + 8H+ = 2Cr3+ + 3O2 + 6H2O
синий цвет зеленый цвет
Надхромовая кислота значительно более устойчива в органических растворителях.
- К 3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K2Cr2O7 прибавьте 5 капель изоамилового спирта, 2-3 капли раствора H2O2 и взболтайте реакционную смесь. Всплывающий на верх слой органического растворителя окрашен в ярко-синий цвет. Окраска исчезает очень медленно. Сравните устойчивость H2CrO6 в органической и водных фазах.
- При взаимодействии CrO42- и ионами Ba2+ выпадает желтый осадок хромата бария BaCrO4.
- Нитрат серебра образует с ионами CrO42- осадок хромата серебра кирпично-красного цвета.
- Возьмите три пробирки. В одну из них поместите 5- 6 капель раствора K2Cr2O7, во вторую – такой же объем раствора K2CrO4, а в третью – по три капли обоих растворов. Затем добавте в каждую пробирку по три капли раствора иодида калия. Объясните полученный результат. Подкислите раствор во второй пробирке. Что при этом происходит? Почему?
Занимательные опыты с соединениями хрома
- Смесь CuSO4 и K2Cr2O7 при добавлении щелочи становится зеленой, а в присутствии кислоты становится желтой. Нагревая 2мг глицерина с небольшим количеством (NH4)2Cr2O7 с последующим добавлением спирта, после фильтрования получается ярко-зеленый раствор, который при добавлении кислоты становится желтым, а в нейтральной или щелочной среде становится зеленым.
- Поместить в центр консервной банки с термитом «рубиновую смесь» – тщательно растертый и помещенный в алюминиевую фольгу Al2O3 (4,75г) с добавкой Cr2O3(0,25г). Чтобы банка подольше не остывала, необходимо закопать под верхний обрез в песок, а после поджигания термита и начала реакции, накрыть ее железным листом и засыпать песком. Банку выкопать через сутки. В итоге образуется красно – рубиновый порошок.
- 10г бихромата калия растирают с 5г нитрата натрия или калия и 10г сахара. Смесь увлажняют и смешивают с коллодием. Если порошок спрессовать в стеклянной трубке, а затем вытолкнуть палочку и поджечь ее с торца, то начнет выползать «змея», сначала черная, а после охлаждения – зеленая. Палочка диаметром 4 мм горит со скоростью около 2мм в секунду и удлиняется в 10 раз.
- Если смешать растворы сульфата меди и дихромата калия и добавить немного раствора аммиака, то выпадет аморфный коричневый осадок состава 4СuCrO4 * 3NH3 * 5H2O, который растворяется в соляной кислоте с образованием желтого раствора, а в избытке аммиака получается зеленый раствор. Если далее к этому раствору добавить спирт, то выпадет зеленый осадок, который после фильтрации становится синим, а после высушивания – сине-фиолетовым с красными блестками, хорошо видимыми при сильном освещении.
- Оставшийся после опытов «вулкан» или «фараоновы змеи» оксид хрома можно регенерировать. Для этого надо сплавить 8г Cr2O3 и 2г Na2CO3 и 2,5г KNO3 и обработать остывший сплав кипятком. Получается растворимый хромат, который можно превратить и в другие соединения Cr(II) и Cr(VI), в том числе и исходный дихромат аммония.
Примеры окислительно – восстановительных переходов с участием хрома и его соединений
1. Cr2O72- — Cr2O3 — CrO2- — CrO42- — Cr2O72-
a) (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2Oб) Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O
в) 2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH = 6NaBr +2Na2CrO4 + 4H2O
г) 2Na2CrO4 + 2HCl = Na2Cr2O7 + 2NaCl + H2O
2. Cr(OH)2 — Cr(OH)3 — CrCl3 — Cr2O72- — CrO42-
а) 2Cr(OH)2 + 1/2O2 + H2O = 2Cr(OH)3
б) Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O
в) 2CrCl3 + 2KMnO4 + 3H2O = K2Cr2O7 + 2Mn(OH)2 + 6HCl
г) K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O
3. CrO — Cr(OH)2 — Cr(OH)3 — Cr(NO3)3 — Cr2O3 — CrO-2
Cr2+
а) CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O
б) CrO + H2O = Cr(OH)2
в) Cr(OH)2 + 1/2O2 + H2O = 2Cr(OH)3
г) Cr(OH)3 + 3HNO3 = Cr(NO3)3 + 3H2O
д) 4Сr(NO3)3 = 2Cr2O3 + 12NO2 + O2
е) Cr2O3 + 2 NaOH = 2NaCrO2 + H2O
Элемент хром в роли художника
Химики довольно часто обращались к проблеме создания искусственных пигментов для живописи. В XVIII-XIXвв была разработана технология получения многих живописных материалов. Луи Никола Воклен в 1797г., обнаруживший в сибирской красной руде ранее неизвестный элемент хром, приготовил новую, замечательно устойчивую краску – хромовую зелень. Хромофором ее является водный оксид хрома (III). Под названием « изумрудная зеленая» ее начали выпускать в 1837 году. Позже Л.Вокелен предложил несколько новых красок: баритовую, цинковую и хромовые желтые. Со временем они были вытеснены более стойкими желтыми, оранжевыми пигментами на основе кадмия.
Зеленая хромовая – самая прочная и светостойкая краска, не поддающаяся воздействию атмосферных газов. Растертая на масле хромовая зелень обладает большой кроющей силой и способна к быстрому высыханию, поэтому с XIX в. ее широко применяют в живописи. Огромное значение она имеет в росписи фарфора. Дело в том, что фарфоровые изделия могут декорироваться как подглазурной, так и надглазурной росписью. В первом случае краски наносят на поверхность лишь слегка обожженного изделия, которое затем покрывают слоем глазури. Далее следует основной, высокотемпературный обжиг: для спекания фарфоровой массы и оплавления глазури изделия нагревают до 1350 – 14500С. Столь высокую температуру без химических изменений выдерживают очень немногие краски, а в старину таких вообще было только две – кобальтовая и хромовая. Черный оксид кобальта, нанесенный на поверхность фарфорового изделия, при обжиге сплавляется с глазурью, химически взаимодействуя с ней. В результате образуются ярко-синие силикаты кобальта. Такую декарированную кобальтом синюю фарфоровую посуду все хорош