Treść artykułu

CHROM– (Chrom) Cr, pierwiastek chemiczny 6(VIb) grupy układu okresowego. Liczba atomowa 24, masa atomowa 51,996. Istnieją 24 znane izotopy chromu od 42 Cr do 66 Cr. Izotopy 52 Cr, 53 Cr, 54 Cr są stabilne. Skład izotopowy naturalnego chromu: 50 Cr (okres półtrwania 1,8 10 17 lat) – 4,345%, 52 Cr – 83,489%, 53 Cr – 9,501%, 54 Cr – 2,365%. Główne stopnie utlenienia to +3 i +6.

W 1761 roku profesor chemii na Uniwersytecie w Petersburgu Johann Gottlob Lehmann u wschodniego podnóża Uralu w kopalni Bieriezowski odkrył wspaniały czerwony minerał, który po zmiażdżeniu na proszek dał jasnożółty kolor. W 1766 roku Lehman przywiózł próbki tego minerału do Petersburga. Po potraktowaniu kryształów kwasem solnym otrzymał biały osad, w którym odkrył ołów. Lehmann nazwał ten minerał syberyjską czerwoną ołowianą (plomb rouge de Sibérie); obecnie wiadomo, że był to krokoit (od greckiego „krokos” – szafran) – naturalny chromian ołowiu PbCrO 4.

Niemiecki podróżnik i przyrodnik Peter Simon Pallas (1741–1811) poprowadził wyprawę petersburskiej Akademii Nauk do centralnych regionów Rosji i w 1770 r. odwiedził Ural Południowy i Środkowy, w tym kopalnię Bieriezowskiego i podobnie jak Lehmann stał się zainteresowany krokoitem. Pallas napisał: „Tego niesamowitego czerwonego minerału ołowiowego nie można znaleźć w żadnym innym złożu. Zmielony na proszek zmienia kolor na żółty i można go używać w miniaturach artystycznych.” Pomimo rzadkości i trudności w dostarczeniu krokoitu z kopalni Bieriezowski do Europy (zajęło to prawie dwa lata), doceniono wykorzystanie tego minerału jako barwnika. W Londynie i Paryżu pod koniec XVII wieku. wszyscy szlachcice jeździli powozami pomalowanymi drobno zmielonym krokoitem, ponadto najlepsze egzemplarze ołowiu czerwonego syberyjskiego uzupełniały zbiory wielu szaf mineralogicznych w Europie.

W 1796 r. próbka krokoitu trafiła do profesora chemii paryskiej szkoły mineralogicznej Nicolasa-Louisa Vauquelina (1763–1829), który przeanalizował minerał, ale nie znalazł w nim nic poza tlenkami ołowiu, żelaza i aluminium. Kontynuując badania nad ołowiem czerwonym syberyjskim, Vaukelin zagotował minerał z roztworem potażu i po oddzieleniu białego osadu węglanu ołowiu otrzymał żółty roztwór nieznanej soli. Po potraktowaniu solą ołowiową utworzył się żółty osad, po dodaniu soli rtęciowej czerwony, a po dodaniu chlorku cyny roztwór stał się zielony. Rozkładając krokoit kwasami mineralnymi, otrzymał roztwór „czerwonego kwasu ołowiowego”, którego odparowanie dało rubinowoczerwone kryształy (obecnie wiadomo, że był to bezwodnik chromowy). Po wypaleniu ich węglem w tyglu grafitowym, po reakcji odkryłem wiele stopionych, szarych, igłowatych kryształów nieznanego wówczas metalu. Vaukelin zauważył wysoką ogniotrwałość metalu i jego odporność na kwasy.

Vaukelin nazwał nowy pierwiastek chromem (od greckiego crwma – kolor, kolor) ze względu na wiele wielobarwnych związków, jakie tworzy. Na podstawie swoich badań Vauquelin jako pierwszy stwierdził, że szmaragdowy kolor niektórych kamieni szlachetnych tłumaczy się domieszką w nich związków chromu. Na przykład naturalny szmaragd to ciemnozielony beryl, w którym aluminium zostało częściowo zastąpione chromem.

Najprawdopodobniej Vauquelin uzyskał nie czysty metal, ale jego węgliki, o czym świadczy igłowy kształt powstałych kryształów, ale mimo to Paryska Akademia Nauk zarejestrowała odkrycie nowego pierwiastka i teraz Vauquelin słusznie uważany jest za odkrywcę element nr 24.

Jurij Krutiakow

„Narodowy Uniwersytet Politechniczny w Tomsku”

Instytut Zasobów Naturalnych Geoekologii i Geochemii

Chrom

Według dyscypliny:

Chemia

Zakończony:

uczennica grupy 2G41 Tkacheva Anastasia Vladimirovna 29.10.2014

Sprawdzony:

nauczyciel Staś Nikołaj Fiodorowicz

Pozycja w układzie okresowym

Chrom- element bocznej podgrupy 6. grupy 4. okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa o liczbie atomowej 24. Oznaczone symbolem Kr(łac. Chrom). Prosta substancja chrom- twardy metal o niebieskawo-białym kolorze. Chrom jest czasami klasyfikowany jako metal żelazny.

Struktura atomowa

17 Cl)2)8)7 - schemat budowy atomu

1s2s2p3s3p - formuła elektroniczna

Atom znajduje się w III okresie i ma trzy poziomy energetyczne

Atom znajduje się w grupie VII, w podgrupie głównej - na zewnętrznym poziomie energii 7 elektronów

Właściwości elementu

Właściwości fizyczne

Chrom to biały, błyszczący metal o sześciennej siatce skupionej wokół ciała, a = 0,28845 nm, charakteryzujący się twardością i kruchością, o gęstości 7,2 g/cm 3, jeden z najtwardszych czystych metali (ustępując jedynie berylowi, wolframowi i uranowi). ), o temperaturze topnienia 1903 stopni. I o temperaturze wrzenia około 2570 stopni. C. W powietrzu powierzchnia chromu pokryta jest warstwą tlenku, która chroni ją przed dalszym utlenianiem. Dodatek węgla do chromu dodatkowo zwiększa jego twardość.

Właściwości chemiczne

Chrom jest metalem obojętnym w normalnych warunkach, ale po podgrzaniu staje się dość aktywny.

Oddziaływanie z niemetalami

Po podgrzaniu powyżej 600°C chrom spala się w tlenie:

4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3.

Reaguje z fluorem w temperaturze 350°C, z chlorem w temperaturze 300°C, z bromem w temperaturze czerwonej, tworząc halogenki chromu (III):

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3.

Reaguje z azotem w temperaturach powyżej 1000°C tworząc azotki:

2Cr + N2 = 2CrN

lub 4Cr + N 2 = 2Cr 2 N.

2Cr + 3S = Cr2S3.

Reaguje z borem, węglem i krzemem, tworząc borki, węgliki i krzemki:

Cr + 2B = CrB 2 (możliwe tworzenie Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 4),

2Cr + 3C = Cr 2 C 3 (możliwe utworzenie Cr 23 C 6, Cr 7 B 3),

Cr + 2Si = CrSi 2 (możliwe powstawanie Cr 3 Si, Cr 5 Si 3, CrSi).

Nie oddziałuje bezpośrednio z wodorem.

Interakcja z wodą

Drobno zmielony i gorący chrom reaguje z wodą, tworząc tlenek chromu (III) i wodór:

2Cr + 3H 2O = Cr 2O 3 + 3H 2

Interakcja z kwasami

W elektrochemicznym szeregu napięć metali chrom znajduje się przed wodorem, wypiera wodór z roztworów kwasów nieutleniających:

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2;

Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2.

W obecności tlenu atmosferycznego powstają sole chromu (III):

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

Stężone kwasy azotowy i siarkowy pasywują chrom. Chrom może się w nich rozpuścić jedynie przy silnym ogrzewaniu, powstają sole chromu (III) i produkty redukcji kwasu:

2Cr + 6H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O;

Cr + 6HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Interakcja z odczynnikami alkalicznymi

Chrom nie rozpuszcza się w wodnych roztworach zasad, powoli reaguje ze stopionymi alkaliami, tworząc chromity i wydzielając wodór:

2Cr + 6KOH = 2KCrO2 + 2K2O + 3H2.

Reaguje z alkalicznymi stopami środków utleniających, na przykład chloranem potasu, i chrom przekształca się w chromian potasu:

Cr + KClO 3 + 2KOH = K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O.

Odzyskiwanie metali z tlenków i soli

Chrom jest metalem aktywnym, zdolnym do wypierania metali z roztworów ich soli: 2Cr + 3CuCl 2 = 2CrCl 3 + 3Cu.

Właściwości substancji prostej

Stabilny na powietrzu dzięki pasywacji. Z tego samego powodu nie reaguje z kwasami siarkowymi i azotowymi. W temperaturze 2000 °C spala się, tworząc zielony tlenek chromu(III) Cr 2 O 3, który ma właściwości amfoteryczne.

Związki chromu z borem (borki Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 2, CrB 4 i Cr 5 B 3), z węglem (węgliki Cr 23 C 6, Cr 7 C 3 i Cr 3 C 2), syntetyzowano z krzemem (krzemki Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 i CrSi) i azotem (azotki CrN i Cr 2 N).

Związki Cr(+2).

Stopień utlenienia +2 odpowiada zasadowemu tlenkowi CrO (czarny). Sole Cr 2+ (roztwory niebieskie) otrzymuje się poprzez redukcję soli Cr 3+ lub dichromianów cynkiem w środowisku kwaśnym („wodór w momencie uwolnienia”):

Wszystkie te sole Cr2+ są silnymi środkami redukującymi do tego stopnia, że ​​po odstaniu wypierają wodór z wody. Tlen w powietrzu, zwłaszcza w środowisku kwaśnym, utlenia Cr 2+, w wyniku czego niebieski roztwór szybko zmienia kolor na zielony.

Brązowy lub żółty wodorotlenek Cr(OH) 2 wytrąca się po dodaniu zasad do roztworów soli chromu(II).

Zsyntetyzowano dwuhalogenki chromu CrF 2, CrCl 2, CrBr 2 i CrI 2

Związki Cr(+3).

Stopień utlenienia +3 odpowiada amfoterycznemu tlenkowi Cr 2 O 3 i wodorotlenkowi Cr (OH) 3 (oba zielone). Jest to najbardziej stabilny stopień utlenienia chromu. Związki chromu na tym stopniu utlenienia mają barwę od brudnej fioletu (jon 3+) do zieleni (aniony występują w sferze koordynacyjnej).

Cr 3+ ma skłonność do tworzenia podwójnych siarczanów w postaci M I Cr(SO 4) 2 12H 2 O (ałun)

Wodorotlenek chromu (III) otrzymuje się w reakcji amoniaku z roztworami soli chromu (III):

Cr+3NH+3H2O → Cr(OH)↓+3NH

Można stosować roztwory alkaliczne, ale w ich nadmiarze tworzy się rozpuszczalny kompleks hydroksylowy:

Cr+3OH → Cr(OH)↓

Cr(OH)+3OH →

Przez stopienie Cr 2 O 3 z zasadami otrzymuje się chromity:

Cr2O3+2NaOH → 2NaCrO2+H2O

Niekalcynowany tlenek chromu(III) rozpuszcza się w roztworach zasadowych i kwasach:

Cr2O3+6HCl → 2CrCl3+3H2O

Podczas utleniania związków chromu(III) w środowisku zasadowym powstają związki chromu(VI):

2Na+3HO → 2NaCrO+2NaOH+8HO

To samo dzieje się, gdy tlenek chromu (III) stopi się z alkaliami i utleniaczami lub z alkaliami w powietrzu (stop nabiera żółtego koloru):

2Cr2O3+8NaOH+3O2 → 4Na2CrO4+4H2O

Związki chromu (+4)[

W wyniku ostrożnego rozkładu tlenku chromu(VI) CrO 3 w warunkach hydrotermalnych otrzymuje się tlenek chromu(IV) CrO 2, który jest ferromagnetyczny i ma metaliczne przewodnictwo.

Wśród tetrahalogenków chromu CrF 4 jest stabilny, tetrachlorek chromu CrCl 4 występuje tylko w parach.

Związki chromu (+6)

Stopień utlenienia +6 odpowiada kwaśnemu tlenkowi chromu (VI) CrO 3 i szeregowi kwasów, pomiędzy którymi istnieje równowaga. Najprostsze z nich to chrom H 2 CrO 4 i dichrom H 2 Cr 2 O 7 . Tworzą dwie serie soli: odpowiednio żółte chromiany i pomarańczowe dichromiany.

Tlenek chromu (VI) CrO 3 powstaje w wyniku oddziaływania stężonego kwasu siarkowego z roztworami dwuchromianów. Typowy tlenek kwasowy, w reakcji z wodą tworzy silne, niestabilne kwasy chromowe: chromowy H 2 CrO 4, dichromowy H 2 Cr 2 O 7 i inne izopolikwasy o ogólnym wzorze H 2 Cr n O 3n+1. Wzrost stopnia polimeryzacji następuje wraz ze spadkiem pH, czyli wzrostem kwasowości:

2CrO+2H → Cr2O+H2O

Ale jeśli do pomarańczowego roztworu K 2 Cr 2 O 7 doda się roztwór alkaliczny, kolor ponownie zmieni kolor na żółty, gdy ponownie utworzy się chromian K 2 CrO 4:

Cr2O+2OH → 2CrO+HO

Nie osiąga wysokiego stopnia polimeryzacji, jak ma to miejsce w przypadku wolframu i molibdenu, ponieważ kwas polichromowy rozkłada się na tlenek chromu (VI) i wodę:

H2CrnO3n+1 → H2O+nCrO3

Rozpuszczalność chromianów w przybliżeniu odpowiada rozpuszczalności siarczanów. W szczególności żółty chromian baru BaCrO 4 wytrąca się, gdy sole baru dodaje się zarówno do roztworów chromianu, jak i dichromianu:

Ba+CrO → BaCrO↓

2Ba+CrO+H2O → 2BaCrO↓+2H

Tworzenie krwistoczerwonego, słabo rozpuszczalnego chromianu srebra wykorzystuje się do wykrywania srebra w stopach za pomocą kwasu testowego.

Znane są pięciofluorek chromu CrF 5 i niskostabilny sześciofluorek chromu CrF 6. Otrzymano także lotne tlenohalogenki chromu CrO 2 F 2 i CrO 2 Cl 2 (chlorek chromylu).

Związki chromu(VI) są silnymi utleniaczami, np.:

K2Cr2O7+14HCl→2CrCl3+2KCl+3Cl2+7H2O

Dodanie nadtlenku wodoru, kwasu siarkowego i rozpuszczalnika organicznego (eteru) do dwuchromianów prowadzi do powstania niebieskiego nadtlenku chromu CrO 5 L (L jest cząsteczką rozpuszczalnika), który jest ekstrahowany do warstwy organicznej; Reakcję tę wykorzystuje się jako reakcję analityczną.

Właściwości fizyczne Metal srebrnobiały Najtwardszy metal Kruchy, o gęstości 7,2 g/cm 3 Temperatura topnienia C

Właściwości chemiczne chromu 1. Reaguje z niemetalami (po podgrzaniu) A) 4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3 B) 2Cr + N 2 = 2CrN C) 2Cr + 3S = Cr 2 S 3 2. Reaguje z parą wodną (w stanie gorącym) 2Cr + 3H 2 O=Cr 2 O 3 + 3H 2 3. Reaguje z kwasami Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 4. Reaguje z solami metali mniej aktywnych Cr + CuSO 4 = CrSO 4 + Cu

Związki chromu Związki chromu(II) Związki chromu(III) Związki chromu(VI) CrO - tlenek zasadowy Cr(OH) 2 - zasada CrO 3 - tlenek kwasowy H 2 CrO 4 - chromowy (H 2 Cr 2 O 7) - kwas dichromowy Cr 2 O 3 - tlenek amfoteryczny Cr(OH) 3 - związek amfoteryczny

Związki chromu(III) Cr 2 O 3 – w normalnych warunkach nie reagują z roztworami kwasów i zasad. Cr 2 O 3 -reaguje tylko po stopieniu Cr 2 O 3 +Ba(OH) 2 = Ba(CrO 2) 2 +H 2 O Reaguje z bardziej aktywnymi metalami Cr 2 O 3 + 2Al= Al 2 O 3 + 2Cr 1 . Reaguje z kwasami Cr(OH) 3 + 3HCL= =CrCL H 2 O 2. Reaguje z zasadami Cr(OH) 3 + 3NaOH= =Na 3 (Cr(OH) 6) 3. Po podgrzaniu 2Cr(OH) 3 rozkłada się =Cr2O3 + 3H2O

• Oznaczenie - Cr (Chrom);
• Okres - IV;
• Grupa - 6 (VIb);
• Masa atomowa - 51,9961;
• Liczba atomowa - 24;
• Promień atomowy = 130 pm;
• Promień kowalencyjny = 118 pm;
• Rozkład elektronów - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 ;
• temperatura topnienia = 1857°C;
• temperatura wrzenia = 2672°C;
• Elektroujemność (wg Paulinga/wg Alpreda i Rochowa) = 1,66/1,56;
• Stan utlenienia: +6, +3, +2, 0;
• Gęstość (nr.) = 7,19 g/cm3;
• Objętość molowa = 7,23 cm3/mol.

Chrom (kolor, farba) został po raz pierwszy znaleziony w złożu złota Bieriezowski (Środkowy Ural), pierwsze wzmianki pochodzą z 1763 r., W swojej pracy „Pierwsze podstawy metalurgii” M.V. Łomonosow nazywa go „rudą czerwonego ołowiu”.

Ryż. Struktura atomu chromu.

Konfiguracja elektronowa atomu chromu to 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 (patrz Elektronowa struktura atomów). W tworzeniu wiązań chemicznych z innymi pierwiastkami może brać udział 1 elektron znajdujący się na zewnętrznym poziomie 4s + 5 elektronów podpoziomu 3d (w sumie 6 elektronów), dlatego w związkach chrom może przyjmować stopnie utlenienia od +6 do +1 (najczęstsze to +6, +3, +2). Chrom jest metalem nieaktywnym chemicznie, z substancjami prostymi reaguje tylko w wysokich temperaturach.

Właściwości fizyczne chromu:

• niebieskawo-biały metal;
• bardzo twardy metal (w obecności zanieczyszczeń);
• kruchy, gdy n. y.;
• plastik (w czystej postaci).

Właściwości chemiczne chromu

• w t=300°C reaguje z tlenem:
  4Cr + 3O2 = 2Cr2O3;
• w t>300°C reaguje z halogenami, tworząc mieszaniny halogenków;
• w t>400°C reaguje z siarką tworząc siarczki:
  Cr + S = CrS;
• w t=1000°C drobno zmielony chrom reaguje z azotem tworząc azotek chromu (półprzewodnik o dużej stabilności chemicznej):
  2Cr + N2 = 2CrN;
• reaguje z rozcieńczonymi kwasami solnym i siarkowym, wydzielając wodór:
  Cr + 2HCl = CrCl2 + H2;
  Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2;
• ciepłe stężone kwasy azotowy i siarkowy rozpuszczają chrom.

Ze stężonym kwasem siarkowym i azotowym o nr. chrom nie reaguje, chrom też nie rozpuszcza się w wodzie królewskiej; warto zauważyć, że czysty chrom nie reaguje nawet z rozcieńczonym kwasem siarkowym; przyczyna tego zjawiska nie została dotychczas ustalona. Podczas długotrwałego przechowywania w stężonym kwasie azotowym chrom pokrywa się bardzo gęstym filmem tlenkowym (pasywuje) i przestaje reagować z rozcieńczonymi kwasami.

Związki chromu

Mówiono już powyżej, że „ulubione” stopnie utlenienia chromu to +2 (CrO, Cr(OH) 2), +3 (Cr 2 O 3, Cr(OH) 3), +6 (CrO 3, H 2 CrO4).

Chrome jest chromofor, czyli pierwiastek nadający kolor substancji, w której jest zawarty. Na przykład na stopniu utlenienia +3 chrom daje fioletowo-czerwony lub zielony kolor (rubin, spinel, szmaragd, granat); na stopniu utlenienia +6 - kolor żółto-pomarańczowy (krokoit).

Oprócz chromu chromofory obejmują także żelazo, nikiel, tytan, wanad, mangan, kobalt, miedź - wszystkie są pierwiastkami D.

Kolor typowych związków zawierających chrom:

• chrom na stopniu utlenienia +2:
  • tlenek chromu CrO - czerwony;
  • fluorek chromu CrF 2 - niebiesko-zielony;
  • chlorek chromu CrCl 2 - nie ma koloru;
  • bromek chromu CrBr 2 - nie ma koloru;
  • Jodek chromu CrI 2 - czerwonobrązowy.
• chrom na stopniu utlenienia +3:
  • Cr 2 O 3 - zielony;
  • CrF 3 - jasnozielony;
  • CrCl 3 - fioletowo-czerwony;
  • CrBr 3 - ciemnozielony;
  • CrI 3 - czarny.
• chrom na stopniu utlenienia +6:
  • CrO3 - czerwony;
  • chromian potasu K 2 CrO 4 - żółcień cytrynowa;
  • chromian amonu (NH 4) 2 CrO 4 - złotożółty;
  • chromian wapnia CaCrO 4 - żółty;
  • Chromian ołowiu PbCrO 4 - jasnobrązowo-żółty.

Tlenki chromu:

• Cr +2 O - tlenek zasadowy;
• Cr 2 +3 O 3 - tlenek amfoteryczny;
• Cr +6 O 3 - tlenek kwasowy.

Wodorotlenki chromu:

• ".

  Zastosowanie chromu

  • jako dodatek stopowy przy wytopie stopów żaroodpornych i odpornych na korozję;
  • do chromowania wyrobów metalowych w celu nadania im wysokiej odporności na korozję, odporności na ścieranie oraz pięknego wyglądu;
  • Stopy chromu-30 i chromu-90 są stosowane w dyszach palników plazmowych oraz w przemyśle lotniczym.

Chrom jest pierwiastkiem bocznej podgrupy 6. grupy 4. okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 24. Jest oznaczony symbolem Cr (łac. Chrom). Prosta substancja chrom jest twardym metalem o niebieskawo-białym kolorze.

Właściwości chemiczne chromu

W normalnych warunkach chrom reaguje tylko z fluorem. W wysokich temperaturach (powyżej 600°C) oddziałuje z tlenem, halogenami, azotem, krzemem, borem, siarką, fosforem.

4Cr + 3O 2 – t° →2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 – t° → 2CrCl 3

2Cr + N 2 – t° → 2CrN

2Cr + 3S – t° → Cr 2 S 3

Po podgrzaniu reaguje z parą wodną:

2Cr + 3H 2O → Cr 2O 3 + 3H 2

Chrom rozpuszcza się w rozcieńczonych, mocnych kwasach (HCl, H 2 SO 4)

W przypadku braku powietrza tworzą się sole Cr 2+, a w powietrzu tworzą się sole Cr 3+.

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2

2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2

Obecność ochronnej warstwy tlenkowej na powierzchni metalu wyjaśnia jego pasywność w stosunku do stężonych roztworów kwasów - utleniaczy.

Związki chromu

Tlenek chromu(II). i wodorotlenek chromu (II) mają charakter zasadowy.

Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O

Związki chromu (II) są silnymi środkami redukującymi; pod wpływem tlenu atmosferycznego przekształcają się w związki chromu(III).

2CrCl 2 + 2HCl → 2CrCl 3 + H2

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3

Tlenek chromu (II) Cr 2 O 3 jest zielonym, nierozpuszczalnym w wodzie proszkiem. Można otrzymać przez kalcynację wodorotlenku chromu (III) lub dwuchromianów potasu i amonu:

2Cr(OH) 3 – t° → Cr 2 O 3 + 3H 2 O

4K 2 Cr 2 O 7 – t° → 2Cr 2 O 3 + 4K 2 CrO 4 + 3O 2

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 – t° → Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O (reakcja wulkaniczna)

Tlenek amfoteryczny. Po skondensowaniu Cr 2 O 3 z solami alkalicznymi, sodowymi i kwasowymi otrzymuje się związki chromu o stopniu utlenienia (+3):

Cr 2 O 3 + 2NaOH → 2NaCrO 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaCrO 2 + CO 2

Po stopieniu z mieszaniną zasady i utleniacza otrzymuje się związki chromu na stopniu utlenienia (+6):

Cr 2 O 3 + 4KOH + KClO 3 → 2K 2 CrO 4 + KCl + 2H 2 O

Wodorotlenek chromu (III) C R (OH) 3 . Wodorotlenek amfoteryczny. Szarozielony, rozkłada się pod wpływem ogrzewania, tracąc wodę i tworząc zielony metawodorotlenek CrO(OH). Nie rozpuszcza się w wodzie. Wytrąca się z roztworu w postaci szaroniebieskiego i niebieskozielonego hydratu. Reaguje z kwasami i zasadami, nie wchodzi w interakcję z hydratem amoniaku.

Ma właściwości amfoteryczne – rozpuszcza się zarówno w kwasach, jak i zasadach:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O Cr(OH) 3 + ZH + = Cr 3+ + 3H 2 O

Cr(OH) 3 + KOH → K, Cr(OH) 3 + ZON - (stęż.) = [Cr(OH) 6 ] 3-

Cr(OH) 3 + KOH → KCrO 2 + 2H 2 O Cr(OH) 3 + MOH = MSrO 2 (zielony) + 2H 2 O (300-400 °C, M = Li, Na)

Cr(OH)3 →(120 o C – H 2 O) CrO(OH) →(430-1000 0 C –H 2 O) Cr2O3

2Cr(OH) 3 + 4NaOH (stęż.) + ZN 2 O 2 (stęż.) = 2Na 2 CrO 4 + 8H 2 0

Paragon: wytrącanie wodzianem amoniaku z roztworu soli chromu(III):

Cr3+ + 3(NH3H2O) = ZR(OH) 3 ↓+ ЗNН 4+

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2Cr(OH) 3 ↓+ 3Na 2 SO 4 (w nadmiarze alkaliów - osad się rozpuszcza)

Sole chromu (III) mają barwę fioletową lub ciemnozieloną. Swoimi właściwościami chemicznymi przypominają bezbarwne sole aluminium.

Związki Cr(III) mogą wykazywać zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące:

Zn + 2Cr +3 Cl 3 → 2Cr +2 Cl 2 + ZnCl 2

2Cr +3 Cl 3 + 16NaOH + 3Br 2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H 2 O + 2Na 2 Cr +6 O 4

Związki sześciowartościowego chromu

Tlenek chromu(VI). CrO 3 - jasnoczerwone kryształy, rozpuszczalne w wodzie.

Otrzymywany z chromianu (lub dichromianu) potasu i H2SO4 (stężony).

K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

CrO 3 jest tlenkiem kwasowym, z zasadami tworzy żółte chromiany CrO 4 2-:

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

W środowisku kwaśnym chromiany przekształcają się w pomarańczowe dichromiany Cr 2 O 7 2-:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

W środowisku zasadowym reakcja ta przebiega w odwrotnym kierunku:

K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH → 2K 2 CrO 4 + H 2 O

Dichromian potasu jest utleniaczem w środowisku kwaśnym:

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3NaNO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3NaNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6KI = Cr 2 (SO 4) 3 + 3I 2 + 4K 2 SO 4 + 7H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6FeSO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

Chromian potasu K 2 Kr O 4 . Oksosol. Żółty, niehigroskopijny. Topi się bez rozkładu, stabilny termicznie. Bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie ( żółty kolor roztworu odpowiada jonowi CrO 4 2-), lekko hydrolizuje anion. W środowisku kwaśnym zamienia się w K 2 Cr 2 O 7 . Utleniacz (słabszy niż K 2 Cr 2 O 7). Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.

Reakcja jakościowa na jonie CrO 4 2- - wytrącanie się żółtego osadu chromianu baru, który rozkłada się w silnie kwaśnym środowisku. Stosowany jest jako zaprawa do barwienia tkanin, garbnik do skór, selektywny utleniacz i odczynnik w chemii analitycznej.

Równania najważniejszych reakcji:

2K 2 CrO 4 +H 2 SO 4(30%) = K 2 Cr 2 O 7 +K 2 SO 4 +H 2 O

2K 2 CrO 4 (t) +16HCl (stężenie, horyzont) = 2CrCl 3 +3Cl 2 +8H 2O+4KCl

2K 2 CrO 4 +2H 2 O+3H 2 S=2Cr(OH) 3 ↓+3S↓+4KOH

2K 2 CrO 4 +8H 2O+3K 2 S=2K[Cr(OH) 6 ]+3S↓+4KOH

2K 2 CrO 4 +2AgNO 3 =KNO 3 +Ag 2 CrO 4(czerwony) ↓

Reakcja jakościowa:

K 2 CrO 4 + BaCl 2 = 2KCl + BaCrO 4 ↓

2BaCrO 4 (t) + 2HCl (rozcieńcz.) = BaCr 2 O 7 (p) + BaC1 2 + H 2 O

Paragon: spiekanie chromitu z potasem w powietrzu:

4(Cr 2 Fe ‖) O 4 + 8K 2 CO 3 + 7O 2 = 8K 2 CrO 4 + 2Fe 2 O 3 + 8СO 2 (1000 °C)

Dwuchromian potasu K 2 Kr 2 O 7 . Oksosol. Nazwa techniczna chromowany szczyt. Pomarańczowo-czerwony, niehigroskopijny. Topi się bez rozkładu i rozkłada się podczas dalszego ogrzewania. Bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie ( Pomarańczowy Kolor roztworu odpowiada jonowi Cr 2 O 7 2-. W środowisku zasadowym tworzy K 2 CrO 4 . Typowy utleniacz w roztworze i podczas stapiania. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.

Reakcje jakościowe- niebieski kolor roztworu eterycznego w obecności H 2 O 2, niebieski kolor roztworu wodnego pod działaniem wodoru atomowego.

Stosowany jako garbnik do skór, zaprawa do barwienia tkanin, składnik kompozycji pirotechnicznych, odczynnik w chemii analitycznej, inhibitor korozji metali, w mieszaninie z H 2 SO 4 (stęż.) - do mycia naczyń chemicznych.

Równania najważniejszych reakcji:

4K 2 Cr 2 O 7 =4K 2 CrO 4 +2Cr 2 O 3 +3O 2 (500-600 o C)

K 2 Cr 2 O 7 (t) +14HCl (stęż.) = 2CrCl 3 +3Cl 2 +7H 2O+2KCl (wrzenie)

K 2 Cr 2 O 7 (t) +2H 2 SO 4(96%) ⇌2KHSO 4 +2CrO 3 +H 2 O („mieszanina chromu”)

K 2 Cr 2 O 7 +KOH (stęż.) = H 2 O + 2K 2 CrO 4

Cr 2 O 7 2- +14H + +6I - =2Cr 3+ +3I 2 ↓+7H 2O

Cr 2 O 7 2- +2H + +3SO 2 (g) = 2Cr 3+ +3SO 4 2- +H 2 O

Cr 2 O 7 2- +H 2 O +3H 2 S (g) =3S↓+2OH - +2Cr 2 (OH) 3 ↓

Cr 2 O 7 2- (stęż.) +2Ag + (rozcieńcz.) =Ag 2 Cr 2 O 7 (czerwony) ↓

Cr 2 O 7 2- (rozcieńczony) +H 2 O +Pb 2+ =2H + + 2PbCrO 4 (czerwony) ↓

K 2 Cr 2 O 7(t) +6HCl+8H 0 (Zn)=2CrCl 2(syn) +7H2O+2KCl

Paragon: obróbka K 2 CrO 4 kwasem siarkowym:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 (30%) = K2Kr 2 O 7 + K2SO4 + H2O