Положение в ПСХЭ Д.И. Менделеева

· Находится в IV периоде, в VI группе, в побочной подгруппе

· Хром – d-элемент. Валентные электроны 3d⁴4s², однако вследствие устойчивости d⁵-состояния энергетическим более выгодным оказывается переход одного s-электрона на 3d-подуровень, поэтому валентные электроны хрома имеют следующую конфигурацию: 3d⁵4s¹.

· СО: +1, +2, +3, +4, +5, +6 Характерная степень окисления +3, в меньшей мере +6. Соединения хрома (II) проявляют преимущественно основные свойства, хрома (III) – амфотерные, соединения хрома (VI) – кислотные.

Физические свойства.

Хром – голубовато-белый металл. Очень твердый. Чистый хром пластичен. Температура плавления 1890°С, температура кипения 2680 °C, плотность 7, 19 г/см³. На воздухе покрыт прочной пленкой оксида.

               

Химические свойства.

Хром при обычных условиях – инертный металл, при нагревании становится довольно активным.

· Взаимодействие с простыми веществами.

Взаимодействие с неметаллами

При нагревании выше 600°С хром сгорает в кислороде:      4Cr + 3O₂ 2Cr₂O₃

· С фтором реагирует при 350°С, с хлором – при 300°С, с бромом – при температуре красного каления, образуя галогениды хрома (III):                                2Cr + 3Cl₂ 2CrCl₃

· С азотом реагирует при температуре выше 1000°С с образованием нитридов: 2Cr + N₂ 2CrN

                                                                                                                            или 4Cr + N₂ = 2Cr₂N.

· С серой при температуре выше 300°С:          2Cr + 3S Cr₂S₃

· Реагирует с бором, углеродом и кремнием с образованием боридов, карбидов и силицидов:

Cr + 2B = CrB₂ (возможно образование Cr₂B, CrB, Cr₃B₄, CrB₄),

2Cr + 3C = Cr₂C₃ (возможно образование Cr₂₃C₆, Cr₇B₃),

Cr + 2Si = CrSi₂ (возможно образование Cr₃Si, Cr₅Si₃, CrSi).

· С водородом непосредственно не взаимодействует.

· Взаимодействие со сложными веществами.

· В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:     2Cr + 3H₂O Cr₂O₃ + 3H₂

· Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H₂SO₄). В отсутствии воздуха образуются соли Cr²⁺, а на воздухе – соли Cr³⁺.            Cr + 2HCl → CrCl₂ + H₂

                                               2Cr + 6HCl + O₂ → 2CrCl₃ + 2H₂O + H₂  

· Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты:               2 Сr + 6 Н₂SО₄(конц) Сr₂(SО₄)₃ + 3 SО₂↑ + 6 Н₂О

Сr + 6 НNО₃(конц) Сr(NО₃)₃ + 3 NO₂↑ + 3 Н₂О

· При нагревании взаимодействует с сероводородом, образуя сульфид хрома(II):                                                        

                                                    Cr + H₂S(г) CrS + H₂↑

· Взаимодействие с щелочными реагентами:

а) не растворяется в водных растворах щелочей, медленно реагирует с расплавами с образованием хромитов и выделением водорода:

2Cr + 6KOH = 2KCrO₂ + 2K₂O + 3H₂.

б) Реагирует с щелочными расплавами окислителей, например хлоратом калия, при этом хром переходит в хромат калия:

Cr + KClO₃ + 2KOH = K₂CrO₄ + KCl + H₂O.

· Восстановление металлов из оксидов и солей

Хром вытесняет менее активные металлы из оксидов и растворов их солей:

2Cr + 3CuCl₂ = 2CrCl₃ + 3Cu.

Получение.

· Алюминотермия: Cr₂O₃ + 2Al Al₂O₃ + 2Cr

· Восстановлением оксидов хрома оксидом углерода (II), водородом: CrO + Н₂ Cr + H₂O

Применение.

Хром используется в качестве легирующей добавки в различных сортах сталей. Хром придает сталям твердость и прочность. Из хромсодержащих сталей изготавливают лопатки газовых турбин и детали реактивных двигателей. Применяется для хромирования изделий.

Соединения хрома

Соединения двухвалентного хрома

Оксид хрома (II) CrO

Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество ярко-красного или черного цвета. При обычной температуре устойчив на воздухе, выше 100°С окисляется:

Химические свойства. CrO – основной оксид.

· Взаимодействует с кислотами: CrO + 2HCl → CrCl₂ + 2H₂O

· Легко окисляется на воздухе при нагревании до оксида хрома (III): 4CrO + O₂ 2 Cr₂O₃

· Восстанавливается водородом до хрома: CrO + Н₂ Cr + H₂O

Получение.

· При окислении амальгамы хрома на воздухе: 2Cr + O₂ 2 CrO

· При прокаливании Сr(ОН)₂ в отсутствие кислорода: Сr(ОН)₂ CrO + H₂O

                                                                                Cr₂O₃ + 3Н₂ 2Cr + 3H₂O

Гидроксид хрома (II) Сr(ОН)₂

  Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

Химические свойства. Сr(ОН)₂ – слабое основание.

· Взаимодействует только с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего цвета:                                Cr(OH)₂ + 2HCl → CrCl₂ + 2H₂O

С разбавленными кислотами и щелочами не взаимодействует.

· Легко окисляется в присутствии влаги кислородом воздуха в Сr(ОН)₃:

4Cr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Cr(OH)₃

· При прокаливании разлагается:

а) без доступа воздуха: Сr(ОН)₂ CrO + H₂O

б) в присутствии кислорода: 4Сr(ОН)₂ 2 Cr₂O₃ + 4H₂O

Получение.

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

Соли хрома (II). Известны галогениды хрома (II), сульфат и перхлорат, растворы солей окрашены в синий цвет.

· Все соли хрома (II) – сильные восстановители, в растворах окисляются кислородом воздуха:

4CrCl₂ + O₂ + 4HCl = 4CrCl₃ + 2H₂O

· при отсутствии окислителя восстанавливают даже воду, разлагая её с выделением водорода:

2CrCl₂ + 2H₂O = 2CrOHCl₂ + H₂.

· Получаются при восстановлении солей хрома (III) водородом в момент выделения:

2CrCl₃ + 3Zn + 4HCl = 2CrCl₂ + 3ZnCl₂ + 2H₂.

· Галогениды образуются при взаимодействии простых веществ.

Соединения трёхвалентного хрома

У хрома степень окисления +3 является наиболее устойчивой.

Оксид хрома (III) Cr₂O₃

Физические свойства: темно-зеленое тугоплавкое вещество, нерастворимое в воде.

Химические свойства. Химически инертен. В воде, кислотах и щелочах не растворяется. С трудом растворяется в сильных кислотах при длительном нагревании.

Cr₂O₃, полученный осторожным обезвоживанием свежеосажденного Сr(ОН)_3, химически активен – проявляет амфотерные свойства.

· Взаимодействует с кислотами, как основной оксид: Cr₂O₃ + 6HCl 2 CrCl₃ + 3H₂O

· Взаимодействует со щелочами, как кислотный оксид: Cr₂O₃ + 2NaOH 2NaCrO₂ + H₂O

                                                                                                Хромит натрия

                                                                           Cr₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O→ 2Na₃[Сr(ОН)₆]

                                                                                                                                                                  Гексагидроксохромат(III) натрия

· При сплавлении с карбонатами щелочных металлов образует хромиты, проявляя кислотные свойства:                          Cr₂O₃ + Na₂CO₃   2NaCrO₂ + CO₂.

· Взаимодействует с кислотными и основными оксидами: Cr₂O₃ + СаО Са(CrO₂)₂

                                                                                               Cr₂O₃ + SO₃ Cr₂(SO₄)₃

· При высокой температуре восстанавливается водородом, кальцием, углеродом до хрома:

Cr₂O₃ + 3Н₂ 2Cr + 3H₂O

Получение.

· При окислении хрома: 4Cr + 3O₂ 2Cr₂O₃

· При разложении гидроксида хрома (III): 2Сr(ОН)₃  Cr₂O₃ + 3H₂O

· При термическом разложении дихромата аммония:    (NH₄)₂Cr₂O₇   Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O

 

 

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃

Физические свойства: нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Химические свойства. Сr(ОН)₃ – амфотерный гидроксид

· Взаимодействует с кислотами, как нерастворимое основание:                                                                 

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

· Взаимодействует со щелочами, как нерастворимая кислота: Cr(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Cr(OH)₆].

                                                                                                          Cr(OH)₃ + KOH(кр) KCrO₂+ 2H₂O

                                                                                                                                                                             (хромит калия)

· При нагревании легко разлагается: 2Сr(ОН)₃  Cr₂O₃ + 3H₂O

Получение.

· При действии щелочей на соли Сr³⁺ выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) зеленого цвета:      Сr₂(SО₄)₃ + 6NaОН  →  2 Сr(ОН)₃↓ + 3 Na₂SО₄,

· При пропускании углекислого газа через щелочной раствор гексагидроксохромата (III) натрия:                  Na₃[Cr(OH)₆] + 3СО₂ = Cr(OH)₃ + 3NaHCO₃.

Соли хрома (III). Хром в степени окисления +3 образует два типа солей, в которые входит в состав     

                           катиона и аниона.

· Хромиты устойчивы в щелочной среде, в кислой разрушаются:

                                 NaCrO₂ + HCl + H₂O = Cr(OH)₃ + NaCl;

в избытке кислоты: NaCrO₂ + 4HCl = CrCl₃ + NaCl + 2H₂O.

· Соли Cr³⁺ проявляют все свойства солей, большинство из них хорошо растворимы в воде и гидролизуются.

Соединения хрома (III) проявляют окислительные и восстановительные свойства:

2CrCl₃ + 3H₂O₂ + 10 KOH = 2K₂CrO₄ + 6KCl + 8H₂O (Cr³⁺ – восстановитель)

2CrCl₃ + 3Zn + 4HCl = 2CrCl₂ + 3ZnCl₂ + 2H₂ (Cr³⁺ – окислитель)

 

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO₃

Физические свойства: твердое вещество темно-красного цвета, хорошо растворимое в воде. Гигроскопичен, расплывается на воздухе, малоустойчив, разлагается при нормальных условиях. Ядовит!

Химические свойства. CrO₃ – кислотный оксид. Очень сильный окислитель.

· Взаимодействует с водой, образуя кислоты: CrO₃ + H₂O → H₂CrO₄ хромовая кислота

                                                                        2 CrO₃ + H₂O → H₂Cr₂O₇ дихромовая кислота

· Взаимодействует со щелочами, образуя соли желтого цвета-хроматы:

 CrO₃ + 2KOH → K₂CrO₄ + H₂O

· Реагирует с основными оксидами:    CrO₃ + BaO = BaCrO₄

· Оксид хрома (VI) – очень сильный окислитель, окисляет фосфор, углерод и серу, многие органические вещества:

                                           4CrO₃ + 3C = 2Cr₂O₃ + 3CO₂;

                                           4CrO₃ + C₂H₅OH + 6H₂SO₄ = 2Cr₂(SO₄)₃ + 2CO₂ + 9H₂O.

· Термически неустойчив: 4 CrO₃ → 2Cr₂O₃ + 3O₂ ↑

Получение.

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

K₂CrO₄ + H₂SO₄ → CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → 2CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

 

Гидроксиды хрома (VI) H₂CrO₄ - хромовая кислота, H₂Cr₂O₇ - дихромовая кислота

Хромовые кислоты в свободном состоянии не выделены, в растворе проявляют свойства сильных кислот.

В растворе хромовых кислот существует равновесие:       2H₂CrO₄ = H₂Cr₂O₇ + H₂O.

Обе кислоты неустойчивы, при попытке их выделения в чистом виде распадаются на воду и оксид хрома (VI). Однако соли их вполне устойчивы.

  Хроматы – соли хромовых кислот. Хроматы – соли хромовой кислоты – имеют в своем составе анион CrO₄^2- и обладают желтой окраской, дихроматы – соли дихромовой кислоты – содержат анион Cr₂O₇^2- оранжевого цвета.

· Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислой. Хроматы в кислой среде переходят в дихроматы, а дихроматы в щелочной среде – в хроматы, эти явления сопровождаются соответствующим изменением окраски раствора.                                                      

оранжевый

оранжевый

желтый

             2CrO₄^2- + 2H⁺ Cr₂O₇^2- + H₂O.           Cr₂O₇^2- + 2ОН^–2CrO₄^2- + H₂O

желтый

                                                                               

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O       K₂Cr₂O₇ + КОН  2K₂CrO₄ + H₂O

· Хроматы и особенно дихроматы - сильные окислители, восстанавливаются до соединений хрома (III).

· В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III):                                                                                   

                      K₂Cr₂O₇ + 3Н₂S + H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3S↓ + 2KOH

· в кислой соли хрома (III):

   K₂Cr₂O₇ + 3K₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 4H₂O;

· в щелочной – производные анионного комплекса [Cr(OH)₆]^3-:

2K₂CrO₄ + 3(NH₄)₂S + 2KOH + 2H₂O = 2K₃[Cr(OH)₆] + 3S + 6NH₃.

 

⇐ Предыдущая123456Следующая ⇒

Поделиться: