Хром

НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ И ПОЛУЧЕНИЕ

В природе встречается преимущественно в виде двойного оксида – хромистого железняка FeCr2O4, переработкой которого и получают металл. Восстановление хромистого железняка углем в электрических дуговых печах приводит к феррохрому – сплаву железа и хрома:

FeCr2O4+4C−→−t,∘CFe+2Cr+4CO

Содержание хрома в нем может достигать 70%. Феррохром используют для производства хромированной стали. Металл не содержащий железа получают восстановлением оксида алюминием:

Cr2O3+2Al−→−t,∘CAl2O3+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. 18750C, т. кип. 26800C) 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+3O2=2Cr2O3

 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=CrCl2+H2

В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):

4Cr+12HCl+3O2=4CrCl3+6H2O

При комнатной температуре хром не реагирует с концентрированными растворами кислот-окислителей – серной и азотной. При нагревании с этими кислотами образуются соли хрома(III):

2Cr+6H2SO4(конц.)→−t,∘CCr2(SO4)3+3SO2↑+6H2O Cr+6HNO3(конц.)→−t,∘CCr(NO3)3+3NO2↑+3H2O

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:

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

Cr2+ – e–  -> Cr3+           |1              4|                   окисление,  CrCl2– восстановитель за счет Cr2+

O20 + 4e– -> 2O2–         |4               1|                 восстановление, O20 – окислитель

4Cr2+O2=4Cr3+2O2

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:

CrCl2+2NaOH=Cr(OH)2↓+2NaCl

 Соответствующий ему оксид CrO также является основным.

Соединения хрома(III)

Одно из важнейших соединений хрома(III) – оксид Cr2O3 – 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+3H2SO4=Cr2(SO4)3+6H2O

Из фиолетового раствора, полученного добавлением к раствору сульфата хрома(III) сульфата калия на холоду кристаллизуются темно-фиолетовые октаэдрические кристаллы хромокалиевых квасцов KCr(SO4)2⋅12H2O– двойного сульфата хрома-калия. Раньше их использовали для выделки кож. При действии на раствор хромокалиевых квасцов ортофосфата аммония выпадает зеленый осадок фосфата хрома(III) CrPO4. 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:

2CrCl3+3Na2S+6H2O=2Cr(OH)3↓+6NaCl+3H2S↑

При растворении гидроксида хрома(III) в щелочах образуются изумрудно-зеленые растворы хромитов:

Cr(OH)3+3KOH(водн.)=K3[Cr(OH)6]

Сплавлением оксида хрома(III) с щелочами или карбонатами щелочных металлов получают хромиты другого состава, например, NaCrO2:

Cr2O3+2NaOH→−t,∘C 2NaCrO2+H2O

При действии кислот хромиты разрушаются:

·         при недостатке кислоты превращаясь в гидроксид хрома(III) NaCrO2+HCl+H2O=Cr(OH)3↓+NaCl

·         в избытке кислоты образуя соли NaCrO2+4HCl=CrCl3+NaCl+2H2O

·         Степень окисления +3 для хрома наиболее устойчива, поэтому соединения хрома(III) могут быть восстановлены до хрома(II) лишь под действием сильных восстановителей: 

2CrCl3+Zn=2CrCl2+ZnCl2

Сильные окислители, например, пероксид водорода или бром в щелочной среде переводят соединения хрома(III) в соединения хрома(VI):

2Cr(OH)3+3Br2+10NaOH=2Na2CrO4+6NaBr+8H2O

 О протекании реакции свидетельствует появление желтого окрашивания раствора. Хроматы – это соли хромовой кислоты H2CrO4H2CrO4, известной лишь в разбавленных водных растворах.

СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА(VI)

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:

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

Бихроматы проявляют окислительные свойства не только в растворах, но и в твердом виде. Так, при спекании с серой или углем они восстанавливаются:

Na2Cr2O7+S−→−t,∘C Na2SO4+Cr2O3

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) окислительно-восстановительные свойства нехарактерны.

Ответы: