Какими свойствами обладает гидроксид 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.

Чистый хром – очень твердый тугоплавкий металл голубовато-серебристого цвета. Имеет самую большую твердость из всех применяемых в промышленности металлов. Т. пл. 1890°С, плотность 7,19 г/см.

24Cr [Ar]3d54s1

Изотопы:

50Cr (4.35 %)

52Cr (83,79 %)

53Cr (9.50 %)

54Cr (2.36 %)

ЭО 1,6

E°Cr0/Cr3+ -0,74 В

При образовании соединений с другими элементами хром может использовать от 1 до 6 валентных электронов. Наибольшую устойчивость и практическую значимость имеют соединения, в которых атомы Сг находятся в степенях окисления +2, +3, +6.

С повышением степени окисления атомов Сг в оксидах и гидроксидах их основный характер ослабевает,а кислотный – усиливается. В этом же направлении происходит замена восстановительной активности на окислительную.

1. Алюминотермический: Сr2O3 + 2Al = Аl2O3 + 2Сr

2. Силикотермический: 2Сr2O3 + 3Si = 3SiO2 + 4Cr

3. Электролитический: 2CrCl3 = 2Сr + 3Cl2

Поверхностная оксидная пленка является причиной инертности хрома при обычной температуре, благодаря чему этот металл не подвергается атмосферной коррозии (в отличие от железа).

При нагревании хром проявляет свойства довольно активного металла, что соответствует его положению в электрохимическом ряду напряжений.

Тонкоизмельченный хром интенсивно горит в токе кислорода. На воздухе реакция с O2 происходит лишь на поверхности металла.

4Сr + 3O2 = 2Сr2O3

При осторожном окислении амальгамированного хрома образуется низший оксид CrO.

(Сr не взаимодействует с Н2, но поглощает его в больших количествах)

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

Cr + S = CrS

CrCl3 и CrS – ионные соединения.

2Cr + N2 = 2CrN

Cr + C → CrxCy

CrN и rxCy – ковалентные тугоплавкие инертные вещества, по твердости сравнимы с алмазом.

Сr + 2HCl = СrСl2 + Н2↑

Сr + H2SO4 = CrSO4 + Н2↑

Эти кислоты не растворяют хром при обычной температуре, они переводят его в «пассивное» состояние.

Пассивацию можно частично снять сильным нагреванием, после чего хром начинает очень медленно растворяться в кипящих конц. HNO3, H2SO4, «царской водке».

Сr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O

2Сr + 6H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O

Царская водка – смесь концентрированных HNO33 и НСl (1:3), растворяет золото и платиновые металлы (Pd,Os,Ru).

Сr + CuSO4 = CrSO4 + Сu

Сr + Pb(NO3)2 = Cr(NO3)2 + Pb

2Сr + KIO3 = Сr2O3 + KCl

2Сr + 3NaNO3 = Сr2O3 + 3NaNO2

Соединения Cr (II)

СrO – оксид хрома (II). Твердое черное вещество, н. р. в Н2O.

1) медленное окисление хрома, растворенного в ртути

2Сr + O2 = 2СrO

2) обезвоживание Сr(ОН)2 в восстановительной атмосфере:

Сr(ОН)2 = СrO + H2O

СrO – неустойчивое вещество, легко окисляется при небольшом нагревании до Сr2O3; при более высоких Т диспропорционирует:

3СrО = Сr + Сr2O3

СrO – типичный основный оксид, проявляет характерные для этого класса свойства. Реакции необходимо проводить в восстановительной среде.

Сr(OН)2 – гидроксид хрома (II) твердое желтое вещество, н. р. в Н2O.

Получают обменными реакциями из солей Сr2+:

CrCl2 + 2NaOH = Сr(ОН)2 + 2NaCl

Неустойчивое вещество, разлагается при нагревании; на воздухе быстро окисляется с образованием зеленого гидроксида хрома (III);

4Сr(ОН)2 + O2 + 2Н2O = 4Сr(ОН)3

желтый → зеленый

Наиболее важные: CrCl2, CrSO4, (СН3СОО)2Сr. Гидратированный ион Сr2+ имеет бледно-голубую окраску.

1. Сr + неметалл (S, Hal2)

Сr + 2HCl(r) = CrCl2 + Н2

2. Восстановление солей Сr3+:

2СrСl3 + Н2 = 2CrCl2 + 2HCl

1. Соли Сr2+ – сильные восстановители, так как очень легко окисляются до солей Сr3+

4CrCl2 + 4HCl + O2 = 4СrСl3 + 2Н2О

2. Раствор CrSO4 в разбавленной H2SO4 – превосходный поглотитель кислорода:

4CrSO4 + O2 + 2H2SO4 = 2Cr2(SO4)3 + 2Н2О

3. С аммиаком соли Сr2+ образуют комплексные соли – аммиакаты:

CrCl2 + 6NH3 = [Cr(NH3)6]Cl2

Для Сr2+ характерно образование двойных сульфатов, например: K2Cr(SO4)2• 6Н2O

Соединения Сr(III)

Сr2О3 – оксид хрома (III), важнейшее природное соединение хрома. Сr2О3, полученный химическими методами, представляет собой темно-зеленый порошок.

1. Синтез из простых веществ:

4Сr + 3O2 = 2Сr2О3

2. Термическое разложение гидроксида хрома (III) или дихромата аммония:

2Сr(ОН)3 = Сr2O3 + 3Н2O

(NH4)2Cr2O7 = Сr2O3 + N2 + 4Н2O

3. Восстановление дихроматов углеродом или серой:

К2Сr2O7 + S = Сr2O3 + K2SO4

Сr2O3 используется для изготовления краски «хромовая зеленая», обладающей термо- и влагоустойчивостью.

Сr2O3 – типичный амфотерный оксид

В порошкообразном виде реагирует с сильными кислотами и сильными щелочами, в кристаллическом виде – химически инертное вещество.

К наиболее практически важным реакциям относятся следующие:

1. Восстановление с целью получения металлического хрома:

Сr2O3 + 2Al = 2Сr + Аl2O3

2. Сплавление с оксидами и карбонатами активных металлов:

Сr2O3 + МgО = Мg(СrO2)2

Сr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2

Образующиеся метахромиты являются производными метахромистой кислоты НСrO2.

3. Получение хлорида хрома (III):

Сr2O3 + ЗС + 3Cl2 = 2СrСl3 + ЗСО

Сr2O3 + ЗССl4 = 2СrСl3 + ЗСОСl2

Образуется в виде синевато-серого осадка при действии щелочей на соли Сr3+:

СrСl3 + 3NaOH = Сr(ОН)3 + 3NaCl

Практически нерастворимый в воде гидроксид может существовать в виде коллоидных растворов.

В твердом состоянии гидроксид хрома (III) имеет переменный состав Сr2O3• nН2O. Теряя молекулу воды, Сr(ОН)3 превращается в метагидроксид СrО(ОН).

Сr(ОН)3 – амфотерный гидроксид, способный растворяться как в кислотах, так и в щелочах:

Cr(OH)3 + 3HCl = СrСl3 + ЗН2O

Сr(ОН)3 + ЗН+ = Сr3+ + ЗН2O

Сr(ОН)3 + 3NaOH = Na3(Cr(OH)6]

Сr(ОН)3 + ЗОН- = [Cr(OH)6]3-гексагидроксохромитанион

При сплавлении с твердыми щелочами образуются метахромиты:

Сr(ОН)3 + NaOH = NaCrO2 + 2Н2O

Растворением осадка Сr(ОН)3 в кислотах получают нитрат Cr(NO3)3, хлорид СrСl3, сульфат Cr2(SO4)3 и другие соли. В твердом состоянии чаще всего содержат в составе молекул кристаллизационную воду, от количества которой зависит окраска соли.

Самой распространенной является двойная соль КСr(SO4)2• 12H2O – хромокалиевые квасцы (сине-фиолетовые кристаллы).

Хромиты, или хроматы (III) – соли, содержащие Сr3+ в составе аниона. Безводные хромиты получают сплавлением Сr2O3 с оксидами двухвалентных металлов:

Сr2O3 + МеО = Ме(СrO2)2 метахромиты

В водных растворах хромиты существуют в виде гидроксокомплексов.

К наиболее характерным свойствам солей Cr(III) относятся следующие:

1. Осаждение катиона Сг3+ под действием щелочей:

Сr3+ + ЗОН- = Сr(ОН)3

Характерный цвет осадка и его способность растворяться в избытке щелочи используется для отличия ионов Сг3+ от других катионов.

2. Легкая гидролизуемость в водных растворах, обусловливающая сильнокислый характер среды:

Сr3+ + Н2O = СrОН2+ + Н+

Соли Сr (III) с анионами слабых и летучих кислот в водных растворах не существуют; так как подвергаются необратимому гидролизу, например:

Cr2S3 + 6Н2O = 2Сr(ОН)3 + 3H2S

3. Окислительно-восстановительная активность:

а) окислитель: соли Cr(III) → соли(VI)

см. «Получение солей Cr(VI)»

б) восстановительь: соли Cr(III) → соли(II)

см. «Получение солей Cr(II)»

4. Способность к образованию комплексных соединений – аммиакатов и аквакомплексов, например:

СrСl3 + 6NH3 = [Cr(NH3)6]Cl3

Соединения Cr(VI)

Кристаллическое вещество темно-красного цвета, очень гигроскопичное, легко растворимое в воде. Основной способ получения:

К2Сr2O7(кр.) + H2SO4 = 2CrO3 + K2SO4 + Н2O

СrО3 – кислотный оксид, активно взаимодействует с водой и щелочами, образуя хромовые кислоты и хроматы.

Хромовый ангидрид – чрезвычайно энергичный окислитель. Например, этанол воспламеняется при соприкосновении с СrO3:

С2Н6ОН + 4СrO3 = 2CO2 + ЗН2O + 2Сr2O3

Продуктом восстановления хромового ангидрида, как правило, является Сr2O3.

Хромовые кислоты – Н2СrO4, Н2Сr2O7.

При растворении CrO3 в воде образуются 2 кислоты:

CrO3 + Н2O = Н2СrO4 хромовая

2CrO3 + Н2O = Н2Сr2O7 дихромовая

Обе кислоты существуют только в водных растворах. Между ними устанавливается равновесие:

2Н2СrO4 = Н2Сr2O7 + Н2O

Обе кислоты очень сильные, по первой ступени диссоциированы практически полностью:

Н2СrO4 = Н+ + НCrO4-

Н2Сr2O7 = Н+ + НСr2O7-

Хроматы (VI)
– соли, содержащие анионы хромовой кислоты CrO42-. Почти все имеют желтую окраску (реже – красную). В воде хорошо растворяются только хроматы щелочных металлов и аммония. Хроматы тяжелых металлов н. р. в Н2O. Наиболее распространены: Na2CrO4, К2CrO4, РЬCrO4 (желтый крон).

1. Сплавление CrO3 с основными оксидами, основаниями:

CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + Н2O

2. Окисление соединений Cr(III) в присутствии щелочей:

2К3[Сr(ОН)6]+ ЗВr2+ 4КОН = 2К2СrO4 + 6КВr + 8Н2O

3. Сплавление Сr2O3 со щелочами в присутствии окислителя:

Сr2О3 + 4КOН + КClO3 = 2К2СrO4 + KCl + 2Н2O

Хроматы существуют только в разбавленных щелочных растворах, которые имеют желтую окраску, характерную для анионов СrO42-. При подкислении раствора эти анионы превращаются в оранжевые дихромат-анионы:

2СrO42- + 2Н+ = Сr2O72- + Н2O Это равновесие мгновенно сдвигается в ту или иную сторону при изменении рН растворов.

Хроматы – сильные окислители.

При нагревании хроматы тяжелых металлов разлагаются; например:

4Нg2СrO4 = 2Сr2O3 + 8Нg + 5O2

Дихроматы (VI)
– соли, содержащие анионы дихромовой кислоты Сr2O72-

В отличие от монохроматов имеют оранжево-красную окраску и обладают значительно лучшей растворимостью в воде. Наиболее важные дихроматы – К2Сr2O7, Na2Cr2O7, (NH4)2Cr2O7.

Их получают из соответствующих хроматов под действием кислот, даже очень слабых, например:

2Na2CrO4 + 2СO2 + Н2O → Na2Cr2O7 + 2NaHCO3

Водные растворы дихроматов имеют кислую среду вследствие устанавливаемого равновесия с хроматанионами (см. выше). Окислительные свойства дихроматов наиболее сильно проявляются в подкисленных растворах:

Сr2O72- + 14Н+ + 6e- = 2Сr3+ + 7Н2O

При добавлении восстановителей к кислым растворам дихроматов окраска резко изменяется от оранжевой до зеленой, характерной для соединений Сг3+.

K2Cr2O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 3Cl2↑ + 2KCl +7Н2О

K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3S↓ + K2SO4

K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Эта реакция используется для получения хромокалиееых квасцов KCr(SO4)2 • 12H2O

K2Cr2O7 + 6HI + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3I2↓ + K2SO4 + 7H2O

K2Cr2O7 + 6FeSO4 +7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

K2Cr2O7 + H2O2 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3O2↑ + 7H2O

2K2Cr2O7 + 3CH3OH + 8H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3HCOOH + 2K2SO4 + 11H2O

8K2Cr2O7 + 3C12H22O11 + 32H2SO4 = 8Cr2(SO4)3 + 12CO2↑ + 8K2SO4 + 43H2O

Сплавление:

Na2Cr2O7 + 2C = Cr2O3 + Na2CO3 + CO↑

Очень сильным окислителем является «хромовая смесь» – насыщенный раствор K2Cr2O7 или Na2Cr2O7 в концентрированной H2SO4.