6.1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома

Хром расположен в побочной подгруппе VI группы таблицы Д.И.Менделеева. При составлении электронной формулы хрома необходимо вспомнить, что в связи с большей устойчивостью конфигурации 3d5 у атома хрома наблюдается проскок электрона и электронная формула имеет вид: 1s22s2p63s2p64s13d5. 

В соединениях хром может проявлять степени окисления +2, +3 и +6 (степень окисления +3 является наиболее устойчивой):

CrCl2, Cr2(SO4)3, Na2Cr2O7

6.2. Происхождение названия

Хром получил свое название от греческого слова chroma (цвет, краска) из-за яркой разнообразной окраски его соединений.

6.3. Физические свойства

Хром – белый блестящий металл, очень твердый, хрупкий, тугоплавкий. Устойчив к коррозии. На воздухе покрывается оксидной пленкой, из-за чего поверхность становится матовой.

6.4. Химические свойства

При обычных условиях хром – неактивный металл и реагирует только со фтором. Но при нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и хром реагирует со многими простыми и сложными веществами (аналогично Al).

Н2 (–).

О2 (+):

4Cr + 3O2 = 2Cr2O3.

Металлы (–).

Неметаллы (+):

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3,

2Cr + 3F2 = 2CrF3,

2Cr + 3S = Cr2S3,

2Cr + N2 = 2CrN.

Н2О (+/–):

2Cr + 3H2O (пар) = Cr2O3 + 3H2.

Основные оксиды (–).

Кислотные оксиды (–).

Основания (+/–):

2Cr + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Cr(OH)6] + 3H2.

Кислоты-неокислители (+).

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2.

Кислоты-окислители (–). Пассивация.

Соли (+/–):

2Cr + 3CuSO4 = Cr2(SO4)3 + 3Cu,

Cr + CaCl2 = нет реакции.

6.5.Нахождение в природе

В п р и р о д е элемент хром представлен четырьмя изотопами с массовыми числами 50, 52, 53 и 54. В природе хром встречается только в виде соединений, важнейшими из которых являются хромистый железняк, или хромит (FeO*Cr2O3) и свинцовая красная руда (PbCrO4).

6.6. Основные методы получения

Металлический хром получают: 

1) из его оксида с помощью алюмотермии:

Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3,

2) электролизом водных растворов или расплавов его солей:

2Cr2(SO4)3+ 6H2O = 4Cr + 3O2 + 6H2SO4

2CrCl3(расплав) = 2Сr + 3Cl2

Из хромистого железняка в промышленности получают сплав железа с хромом – феррохром, широко используемый в металлургии:

FeO•Cr2O3 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO.

6.7. Важнейшие соединения хрома

Хром образует три оксида и соответствующих им гидроксида, характер которых закономерно изменяется с увеличением степени окисления хрома:

CrO             →           Cr2O3                 →         CrO3

Cr(OH)2          →           Cr(OH)3                      →         H2CrO4(H2Cr2O7)

основный              амфотерный                         кислотный

характер                характер                               характер

Оксид хрома (II) (CrO) – твердое, не растворимое при обычных условиях в воде вещество ярко-красного или коричнево-красного цвета, типичный основный оксид. Оксид хрома(II) легко окисляется на воздухе при нагревании, восстанавливается до чистого хрома.

CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O,

4CrO + O2 = 2Сr2O3,

CrO + H2 = Сr + H2O.

Получают оксид хрома (II) прямым окислением хрома:

2Cr + O2 = 2СrO.

Гидроксид хрома (II) (Cr(OH)2) – нерастворимое в воде вещество желтого цвета, слабый электролит, проявляет основные свойства, хорошо растворяется в концентрированных кислотах; легко окисляется в присутствии влаги кислородом воздуха; при прокаливании на воздухе разлагается с образованием оксида хрома(III):

Cr(OH)2 + 2HCl = CrCl2 + 2H2O,

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3,

4Cr(OH)2 + O2 = 2Сr2O3 + 4H2O.

Получают гидроксид хрома(II) реакцией обмена между солью хрома(II) и раствором щелочи в отсутствие кислорода:

CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 + 2NaCl.

Оксид хрома (III) (Cr2O3) проявляет амфотерные свойства. Это тугоплавкий (по твердости сравним с корундом) порошок зеленого цвета, не растворяется в воде. Канцероген! Получают его при разложении дихромата аммония, гидроксида хрома(III), восстановлением дихромата калия или прямым окислением хрома:

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O,

2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O,

2K2Cr2O7 + 3С = 2Cr2O3 + 2K2CO3 + СO2,

4Cr + 3O2 = 2Cr2O3.

При обычных условиях оксид хрома(III) плохо растворяется в кислотах и щелочах; амфотерные свойства он проявляет при сплавлении со щелочами или с карбонатами щелочных металлов (образуя хромиты); при высоких температурах оксид хрома(III) можно восстановить до чистого металла:

Cr2O3 + 2KOH = 2KCrO2 + H2O,

Cr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2,

Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O,

2Cr2O3 + 3С = 4Cr + 3СO2.

Гидроксид хрома (III) (Cr(OH)3) осаждается при действии щелочей на соли трехвалентного хрома (серо-зеленый осадок):

CrCl3 + 3NaOH (недостаток) = Сr(OH)3 + 3NaCl.

Он проявляет амфотерные свойства, растворяясь как в кислотах, так и в избытке щелочей; термически неустойчив:

Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O,

Cr(OH)3 + 3KOH = K3[Cr(OH)6],

Cr(OH)3 + KOH = KCrO2 + 2H2O,

2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O.

Оксид хрома (VI) (CrO3) – кристаллическое вещество темно-красного цвета, ядовит, проявляет кислотные свойства. Хорошо растворим в воде, при растворении этого оксида в воде образуются хромовые кислоты; как кислотный оксид CrO3 взаимодействует с основными оксидами и со щелочами; термически неустойчив; является сильнейшим окислителем:

CrO3 + H2O = H2CrO4 

2CrO3 + H2O = H2Cr2O7

CrO3 + K2O = K2CrO4,

CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O,

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2,

2CrO3 + 2NH3 = Cr2O3 + N2 + 3H2O

Получают этот оксид взаимодействием сухих хроматов и дихроматов с концентрированной серной кислотой:

K2Cr2O7 + H2SO4 (конц.) = 2CrO3 + K2SO4 + H2O,

K2CrO4 + H2SO4 (конц.) = CrO3 + K2SO4 + H2O.

Хромовая и дихромовая кислоты существуют только в водных растворах, но образуют устойчивые соли –хроматы и дихроматы. Хроматы и их растворы имеют желтую окраску, а дихроматы – оранжевую. Хромат-ионы и дихромат-ионы легко переходят друг в друга при изменении среды раствора. В кислой среде хроматы переходят в дихроматы, раствор приобретает оранжевую окраску; в щелочной среде дихроматы переходят в хроматы, раствор становится желтым:

2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O,

K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O.

Ион CrO42- устойчив в щелочной среде, а Cr2O72- – в кислой

6.8. Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома

Из всех соединений хрома наиболее устойчивыми являются соединения со степенью окисления хрома +3. Соединения хрома со степенью окисления +2 являются сильными восстановителями и легко окисляются до +3:

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3,

4CrCl2 + 4HCl + O2 = 4CrCl3 + 2H2O.

Соединения, содержащие хром в степени окисления +6, являются сильными окислителями, хром при этом восстанавливается от +6 до +3:

K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O.

Для обнаружения спирта в выдыхаемом воздухе используется реакция, основанная на окислительной способности оксида хрома(VI):

4CrO3 + 3С2H5OH = 2Cr2O3 + 3CH3COOH + 3H2O.

Раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте называют хромовой смесью и используют для очистки химической посуды.