Химические свойства. Хром в природе и его промышленное извлечение Cr химический элемент название
Содержание статьи
ХРОМ – (Chromium) Cr, химический элемент 6(VIb) группы Периодической системы. Атомный номер 24, атомная масса 51,996. Известно 24 изотопа хрома с 42 Cr по 66 Cr. Изотопы 52 Cr, 53 Cr, 54 Cr являются стабильными. Изотопный состав природного хрома: 50 Cr (период полураспада 1,8·10 17 лет) – 4,345%, 52 Cr – 83,489%, 53 Cr – 9,501%, 54 Cr – 2,365%. Основные степени окисления +3 и +6.
В 1761 профессор химии Петербургского университета Иоганн Готтлоб Леман (Johann Gottlob Lehmann) у восточного подножия Уральских гор на Березовском руднике обнаружил замечательный красный минерал, который при измельчении в порошок давал яркую желтую окраску. В 1766 Леман привез образцы минерала в Петербург. Обработав кристаллы соляной кислотой, он получил белый осадок, в котором обнаружил свинец. Леман назвал минерал сибирским красным свинцом (plomb rouge de Sibérie), теперь известно, что это был крокоит (от греческого «krokos» – шафран) – природный хромат свинца PbCrO 4 .
Немецкий путешественник и естествоиспытатель Петер Симон Паллас (Peter Simon Pallas) (1741–1811) возглавил экспедицию Петербургской Академии наук в центральные регионы России и в 1770 побывал на Южном и Среднем Урале, в том числе на Березовском руднике и, подобно Леману, заинтересовался крокоитом. Паллас писал: «Этот удивительный красный свинцовый минерал не встречается более ни в одном месторождении. При растирании в порошок становится желтым, и может быть использован в художественной миниатюре». Несмотря на редкость и трудность доставки крокоита с Березовского рудника в Европу (на это уходило почти два года), использование минерала в качестве красящего вещества было оценено по достоинству. В Лондоне и Париже конца 17 в. все знатные особы ездили на каретах, покрашенных мелко растертым крокоитом, кроме того, лучшие образцы сибирского красного свинца пополняли коллекции многих минералогических кабинетов Европы.
В 1796 образец крокоита попал к профессору химии Парижской минералогической школы Никола Луи Вокелену (Nicolas-Louis Vauquelin) (1763–1829), который проанализировал минерал, но не нашел в нем ничего кроме оксидов свинца, железа и алюминия. Продолжая исследования сибирского красного свинца, Вокелен прокипятил минерал с раствором поташа и после отделения белого осадка карбоната свинца получил желтый раствор неизвестной соли. При обработке его солью свинца образовывался желтый осадок, солью ртути – красный, а при добавлении хлорида олова раствор становился зеленым. Разлагая крокоит минеральными кислотами, он получил раствор «кислоты красного свинца», упаривание которой давало рубиново-красные кристаллы (сейчас понятно, что это был хромовый ангидрид). Прокалив их с углем в графитовом тигле, обнаружил после реакции множество сросшихся серых игольчатых кристаллов неизвестного до того времени металла. Вокелен констатировал высокую тугоплавкость металла и его устойчивость по отношению к кислотам.
Вокелен назвал новый элемент хромом (от греческого crwma – цвет, окраска) ввиду множества образуемых им разноцветных соединений. На основании своих исследований Вокелен впервые констатировал, что изумрудная окраска некоторых драгоценных камней объясняется примесью в них соединений хрома. Например, природный смарагд представляет собой окрашенный в глубокий зеленый цвет берилл, в котором алюминий частично замещен хромом.
Скорее всего, Вокеленом был получен не чистый металл, а его карбиды, о чем свидетельствует игольчатая форма полученных кристаллов, но Парижская Академия наук тем не менее зарегистрировала открытие нового элемента, и сейчас Вокелен справедливо считается первооткрывателем элемента № 24.
Юрий Крутяков
«Национальный исследовательский Томский политехнический Университет»
Институт природных ресурсов Геоэкология и геохимия
Хром
По дисциплине:
Химия
Выполнил:
студент группы 2Г41 Ткачева Анастасия Владимировна 29.10.2014
Проверил:
преподаватель Стась Николай Федорович
Положение в периодической системе
Хром - элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium ). Простое вещество хром - твёрдый металлголубовато-белого цвета. Хром иногда относят к чёрным металлам.
Строение атома
17 Cl)2)8)7 - схема строения атома
1s2s2p3s3p- электронная формула
Атом располагается в III периоде, и имеет три энергетических уровня
Атом располагается в VII в группе, в главной подгруппе – на внешнем энергетическом уровне 7 электронов
Свойства элемента
Физические свойства
Хром - белый блестящий металл с кубической объемно-центрированной решеткой, а = 0,28845 нм, отличающийся твердостью и хрупкостью, с плотностью 7,2 г/см 3 , один из самых твердых чистых металлов (уступает только бериллию, вольфраму и урану), с температурой плавления 1903 град. И с температурой кипения около 2570 град. С. На воздухе поверхность хрома покрывается оксидной пленкой, которая предохраняет его от дальнейшего окисления. Добавка углерода к хрому еще больше увеличивает его твердость.
Химические свойства
Хром при обычных условиях – инертный металл, при нагревании становится довольно активным.
Взаимодействие с неметаллами
При нагревании выше 600°С хром сгорает в кислороде:
4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3 .
С фтором реагирует при 350°С, с хлором – при 300°С, с бромом – при температуре красного каления, образуя галогениды хрома (III):
2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3 .
С азотом реагирует при температуре выше 1000°С с образованием нитридов:
2Cr + N 2 = 2CrN
или 4Cr + N 2 = 2Cr 2 N.
2Cr + 3S = Cr 2 S 3 .
Реагирует с бором, углеродом и кремнием с образованием боридов, карбидов и силицидов:
Cr + 2B = CrB 2 (возможно образование Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 4),
2Cr + 3C = Cr 2 C 3 (возможно образование Cr 23 C 6 , Cr 7 B 3),
Cr + 2Si = CrSi 2 (возможно образование Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 , CrSi).
С водородом непосредственно не взаимодействует.
Взаимодействие с водой
В тонкоизмельченном раскаленном состоянии хром реагирует с водой, образуя оксид хрома (III) и водород:
2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2
Взаимодействие с кислотами
В электрохимическом ряду напряжений металлов хром находится до водорода, он вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот:
Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 ;
Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 .
В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):
4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O.
Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты:
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.
Взаимодействие с щелочными реагентами
В водных растворах щелочей хром не растворяется, медленно реагирует с расплавами щелочей с образованием хромитов и выделением водорода:
2Cr + 6KOH = 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2 .
Реагирует с щелочными расплавами окислителей, например хлоратом калия, при этом хром переходит в хромат калия:
Cr + KClO 3 + 2KOH = K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O.
Восстановление металлов из оксидов и солей
Хром – активный металл, способен вытеснять металлы из растворов их солей: 2Cr + 3CuCl 2 = 2CrCl 3 + 3Cu.
Свойства простого вещества
Устойчив на воздухе за счёт пассивирования. По этой же причине не реагирует с серной и азотной кислотами. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома(III) Cr 2 O 3 , обладающего амфотерными свойствами.
Синтезированы соединения хрома с бором (бориды Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 2 , CrB 4 и Cr 5 B 3), с углеродом (карбиды Cr 23 C 6 , Cr 7 C 3 и Cr 3 C 2), c кремнием (силициды Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 и CrSi) и азотом (нитриды CrN и Cr 2 N).
Соединения Cr(+2)
Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr 2+ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr 3+ или дихроматов цинком в кислой среде («водородом в момент выделения»):
Все эти соли Cr 2+ - сильные восстановители вплоть до того, что при стоянии вытесняют водород из воды. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr 2+ окисляется, в результате чего голубой раствор быстро зеленеет.
Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH) 2 осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II).
Синтезированы дигалогениды хрома CrF 2 , CrCl 2 , CrBr 2 и CrI 2
Соединения Cr(+3)
Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr 2 O 3 и гидроксид Cr(OH) 3 (оба - зелёного цвета). Это - наиболее устойчивая степень окисления хрома. Соединения хрома в этой степени окисления имеют цвет от грязно-лилового (ион 3+) до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы).
Cr 3+ склонен к образованию двойных сульфатов вида M I Cr(SO 4) 2 ·12H 2 O (квасцов)
Гидроксид хрома (III) получают, действуя аммиаком на растворы солей хрома (III):
Cr+3NH+3H2O→Cr(OH)↓+3NH
Можно использовать растворы щелочей, но в их избытке образуется растворимый гидроксокомплекс:
Cr+3OH→Cr(OH)↓
Cr(OH)+3OH→
Сплавляя Cr 2 O 3 со щелочами получают хромиты:
Cr2O3+2NaOH→2NaCrO2+H2O
Непрокаленный оксид хрома(III) растворяется в щелочных растворах и в кислотах:
Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3H2O
При окислении соединений хрома(III) в щелочной среде образуются соединения хрома(VI):
2Na+3HO→2NaCrO+2NaOH+8HO
То же самое происходит при сплавлении оксида хрома (III) со щелочью и окислителями, или со щелочью на воздухе (расплав при этом приобретает жёлтую окраску):
2Cr2O3+8NaOH+3O2→4Na2CrO4+4H2O
Соединения хрома (+4) [
При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO 3 в гидротермальных условиях получают оксид хрома(IV) CrO 2 , который является ферромагнетикоми обладает металлической проводимостью.
Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF 4 , тетрахлорид хрома CrCl 4 существует только в парах.
Соединения хрома (+6)
Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид хрома (VI) CrO 3 и целый ряд кислот, между которыми существует равновесие. Простейшие из них - хромовая H 2 CrO 4 и двухромовая H 2 Cr 2 O 7 . Они образуют два ряда солей: желтые хроматы и оранжевые дихроматы соответственно.
Оксид хрома (VI) CrO 3 образуется при взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H 2 CrO 4 , дихромовую H 2 Cr 2 O 7 и другие изополикислоты с общей формулой H 2 Cr n O 3n+1 . Увеличение степени полимеризации происходит с уменьшением рН, то есть увеличением кислотности:
2CrO+2H→Cr2O+H2O
Но если к оранжевому раствору K 2 Cr 2 O 7 прилить раствор щёлочи, как окраска вновь переходит в жёлтую так как снова образуется хромат K 2 CrO 4:
Cr2O+2OH→2CrO+HO
До высокой степени полимеризации, как это происходит у вольфрама и молибдена, не доходит, так как полихромовая кислота распадается на оксид хрома(VI) и воду:
H2CrnO3n+1→H2O+nCrO3
Растворимость хроматов примерно соответствует растворимости сульфатов. В частности, желтый хромат бария BaCrO 4 выпадает при добавлении солей бария, как к растворам хроматов, так и к растворам дихроматов:
Ba+CrO→BaCrO↓
2Ba+CrO+H2O→2BaCrO↓+2H
Образование кроваво-красного малорастворимого хромата серебра используют для обнаружения серебра в сплавах при помощи пробирной кислоты.
Известны пентафторид хрома CrF 5 и малоустойчивый гексафторид хрома CrF 6 . Также получены летучие оксигалогениды хрома CrO 2 F 2 и CrO 2 Cl 2 (хромилхлорид).
Соединения хрома(VI) - сильные окислители, например:
K2Cr2O7+14HCl→2CrCl3+2KCl+3Cl2+7H2O
Добавление к дихроматам перекиси водорода, серной кислоты и органического растворителя (эфира) приводит к образованию синего пероксида хрома CrO 5 L (L - молекула растворителя), который экстрагируется в органический слой; данная реакция используется как аналитическая.
Физические свойства Металл серебристо-белого цвета Самый твердый металл Хрупкий, с плотностью 7,2 г/см 3 Тем.плавл C
Химические свойства хрома 1.Реагирует с неметаллами(при нагревании) А)4Cr + 3O 2 =2Cr 2 O 3 Б)2Cr + N 2 =2CrN В)2Cr +3S = Cr 2 S 3 2.Реагирует с парами воды(в раскаленном состоянии) 2Cr + 3H 2 O=Cr 2 O 3 + 3H 2 3.Реагирует с кислотами Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 4.Реагирует с солями менее активных металлов Cr + CuSO 4 = CrSO 4 + Cu
Соединения хрома Соединения хрома(II) Соединения хрома(III) Соединения хрома(VI) CrO – основный оксид Cr(OH) 2 - основание CrO 3 - кислотный оксид H 2 CrO 4 - хромовая (H 2 Cr 2 O 7)- дихромовая кислоты Cr 2 O 3 - амфотерный оксид Cr(OH) 3 - амфотерное соединение
Соединения хрома(III) Cr 2 O 3 –при обычных условиях не реагирует с растворами кислот и щелочей. Cr 2 O 3 –реагирует лишь при сплавлении Cr 2 O 3 +Ba(OH) 2 = =Ba(CrO 2) 2 +H 2 O Реагирует с более активными металлами Cr 2 O 3 + 2Al= Al 2 O 3 + 2Cr 1.Реагирует с кислотами Cr(OH) 3 + 3HCL= =CrCL H 2 O 2.Реагирует с щелочами Cr(OH) 3 +3NaOH= =Na 3 (Cr(OH) 6) 3.При нагревании разлагается 2Cr(OH) 3 =Cr 2 O 3 + 3H 2 O
- Обозначение - Cr (Chromium);
- Период - IV;
- Группа - 6 (VIb);
- Атомная масса - 51,9961;
- Атомный номер - 24;
- Радиус атома = 130 пм;
- Ковалентный радиус = 118 пм;
- Распределение электронов - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 ;
- t плавления = 1857°C;
- t кипения = 2672°C;
- Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 1,66/1,56;
- Степень окисления: +6, +3, +2, 0;
- Плотность (н. у.) = 7,19 г/см 3 ;
- Молярный объем = 7,23 см 3 /моль.
Хром (цвет, краска) впервые был найден на Березовском золоторудном месторождении (Средний Урал), первые упоминания относятся к 1763 году, в своем труде "Первые основания металлургии" М. В. Ломоносов называет его "красной свинцовой рудой".
Рис. Строение атома хрома
.
Электронная конфигурация атома хрома - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 (см. Электронная структура атомов). В образовании химических связей с другими элементами могут участвовать 1 электрон, находящийся на внешнем 4s-уровне + 5 электронов 3d-подуровня (всего 6 электронов), поэтому в соединениях хром может принимать степени окисления от +6 до +1 (наиболее часто встречаются +6, +3, +2). Хром является химически малоактивным металлом, с простыми веществами вступает в реакцию только при высоких температурах.
Физические свойства хрома:
- металл голубовато-белого цвета;
- очень твердый металл (в присутствии примесей);
- хрупкий при н. у.;
- пластичный (в чистом виде).
Химические свойства хрома
- при t=300°C реагирует с кислородом:
4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3 ; - при t>300°C реагирует с галогенами, образуя смеси галогенидов;
- при t>400°C реагирует с серой, с образованием сульфидов:
Cr + S = CrS; - при t=1000°C тонкоизмельченный хром реагирует с азотом, образуя нитрид хрома (полупроводник, обладающий высокой химической устойчивостью):
2Cr + N 2 = 2CrN; - реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами с выделением водорода:
Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 ;
Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 ; - теплые концентрированные азотная и серная кислоты растворяют хром.
С концентрированными серной и азотной кислотой при н.у. хром не взаимодействует, также не растворяется хром и в царской водке, примечательно, что чистый хром не вступает в реакцию даже с разбавленной серной кислотой, причина этого феномена до сих пор не установлена. При длительном хранении в концентрированной азотной кислоте хром покрывается очень плотной оксидной пленкой (пассивируется), и перестает реагировать с разбавленными кислотами.
Соединения хрома
Выше уже было сказано, что "любимыми" степенями окисления хрома являются +2 (CrO, Cr(OH) 2), +3 (Cr 2 O 3 , Cr(OH) 3), +6 (CrO 3 , H 2 CrO 4).
Хром является хромофором , т.е., элементом, придающим окраску веществу, в котором он содержится. Например, в степени окисления +3, хром придает лилово-красную или зеленую окраску (рубин, шпинель, изумруд, гранат); в степени окисления +6 - желто-оранжевую окраску (крокоит).
Хромофорами, кроме хрома, являются также железо, никель, титан, ванадий, марганец, кобальт, медь - всё это d-элементы.
Цвет распространенных соединений, в состав которых входит хром:
- хром в степени окисления +2:
- оксид хрома CrO - красный;
- фторид хрома CrF 2 - сине-зеленый;
- хлорид хрома CrCl 2 - не имеет цвета;
- бромид хрома CrBr 2 - не имеет цвета;
- йодид хрома CrI 2 - красно-коричневый.
- хром в степени окисления +3:
- Cr 2 O 3 - зеленый;
- CrF 3 - светло-зеленый;
- CrCl 3 - фиолетово-красный;
- CrBr 3 - темно-зеленый;
- CrI 3 - черный.
- хром в степени окисления +6:
- CrO 3 - красный;
- хромат калия K 2 CrO 4 - лимонно-желтый;
- хромат аммония (NH 4) 2 CrO 4 - золотисто-желтый;
- хромат кальция CaCrO 4 - желтый;
- хромат свинца PbCrO 4 - светло-коричнево-желтый.
Оксиды хрома:
- Cr +2 O - основной оксид;
- Cr 2 +3 O 3 - амфотерный оксид;
- Cr +6 O 3 - кислотный оксид.
Гидроксиды хрома:
- ".
Применение хрома
- как лигирующая добавка при выплавке жаростойких и коррозионностойких слпавов;
- для хромирования металлических изделий с целью придания им высокой коррозионной стойкости, устойчивости к истиранию и красивого внешнего вида;
- сплавы хром-30 и хром-90 используются в соплах плазмотронов и в авиационной промышленности.
Хром - элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром- твёрдый металл голубовато-белого цвета.
Химические свойства хрома
При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.
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
В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:
2Cr + 3H 2 O → Cr 2 O 3 + 3H 2
Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H 2 SO 4)
В отсутствии воздуха образуются соли Cr 2+ , а на воздухе – соли Cr 3+ .
Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2
2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2
Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассив-ность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей.
Соединения хрома
Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.
Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O
Соединения хрома (II) — сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.
2CrCl 2 + 2HCl → 2CrCl 3 + H 2
4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3
Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:
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 (реакция «вулканчик»)
Амфотерный оксид. При сплавлении Cr 2 O 3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):
Cr 2 O 3 + 2NaOH → 2NaCrO 2 + H 2 O
Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaCrO 2 + CO 2
При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):
Cr 2 O 3 + 4KOH + KClO 3 → 2K 2 CrO 4 + KCl + 2H 2 O
Гидроксид хрома (III) С r (ОН) 3 . Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид СrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо-голубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака.
Обладает амфотерными свойствами — растворяется как в кислотах, так и в щелочах:
2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O Сr(ОН) 3 + ЗН + = Сr 3+ + 3H 2 O
Cr(OH) 3 + KOH → K , Сr(ОН) 3 + ЗОН — (конц.) = [Сr(ОН) 6 ] 3-
Cr(OH) 3 + KOH → KCrO 2 +2H 2 O Сr(ОН) 3 + МОН = МСrO 2(зел.) + 2Н 2 O (300-400 °С, М = Li, Na)
Сr(ОН) 3 →(120 o C – H 2 O ) СrO(ОН) →(430-1000 0 С – H 2 O ) Cr 2 O 3
2Сr(ОН) 3 + 4NаОН (конц.) + ЗН 2 O 2(конц.) =2Na 2 СrO 4 + 8Н 2 0
Получение : осаждение гидратом аммиака из раствора солей хрома(Ш):
Сr 3+ + 3(NH 3 Н 2 O) = С r (ОН) 3 ↓ + ЗNН 4+
Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2Cr(OH) 3 ↓+ 3Na 2 SO 4 (в избытке щелочи — осадок растворяется)
Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия.
Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:
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
Соединения шестивалентного хрома
Оксид хрома (VI) CrO 3 — ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.
Получают из хромата (или дихромата) калия и H 2 SO 4 (конц.).
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 — кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO 4 2- :
CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O
В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы 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
В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:
K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH → 2K 2 CrO 4 + H 2 O
Дихромат калия – окислитель в кислой среде:
К 2 Сr 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
Хромат калия К 2 Cr О 4 . Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая окраска раствора отвечает иону СrO 4 2-), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К 2 Cr 2 O 7 . Окислитель (более слабый, чем К 2 Cr 2 O 7). Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион CrO 4 2- — выпадение желтого осадка хромата бария, разлагающегося в сильнокислотной среде. Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, селективный окислитель, реактив в аналитической химии.
Уравнения важнейших реакций:
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(т) +16HCl (кон ц., гор.) =2CrCl 3 +3Cl 2 +8H 2 O+4KCl
2K 2 CrO 4 +2H 2 O+3H 2 S=2Cr(OH) 3 ↓+3S↓+4KOH
2K 2 CrO 4 +8H 2 O+3K 2 S=2K[Сr(ОН) 6 ]+3S↓+4KOH
2K 2 CrO 4 +2AgNO 3 =KNO 3 +Ag 2 CrO 4(красн.) ↓
Качественная реакция:
К 2 СгO 4 + ВаСl 2 = 2КСl + ВаCrO 4 ↓
2ВаСrO 4 (т)+ 2НСl (разб.) = ВаСr 2 O 7(p) + ВаС1 2 + Н 2 O
Получение : спекание хромита с поташом на воздухе:
4(Сr 2 Fe ‖‖)O 4 + 8К 2 CO 3 + 7O 2 = 8К 2 СrO 4 + 2Fе 2 O 3 + 8СO 2 (1000 °С)
Дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 . Оксосоль. Техническое название хромпик . Оранжево-красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (оранжевая окраска раствора отвечает иону Сr 2 O 7 2-). В щелочной среде образует К 2 CrO 4 . Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественные реакции — синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н 2 O 2 , синее окрашивание водного раствора при действии атомарного водорода.
Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, компонент пиротехнических составов, реагент в аналитической химии, ингибитор коррозии металлов, в смеси с Н 2 SO 4 (конц.) — для мытья химической посуды.
Уравнения важнейших реакций:
4К 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 (т) +14HCl (кон ц) =2CrCl 3 +3Cl 2 +7H 2 O+2KCl (кипячение)
K 2 Cr 2 O 7 (т) +2H 2 SO 4(96%) ⇌2KHSO 4 +2CrO 3 +H 2 O (“хромовая смесь”)
K 2 Cr 2 O 7 +KOH (конц) =H 2 O+2K 2 CrO 4
Cr 2 O 7 2- +14H + +6I — =2Cr 3+ +3I 2 ↓+7H 2 O
Cr 2 O 7 2- +2H + +3SO 2(г) =2Cr 3+ +3SO 4 2- +H 2 O
Cr 2 O 7 2- +H 2 O +3H 2 S (г) =3S↓+2OH — +2Cr 2 (OH) 3 ↓
Cr 2 O 7 2- (конц) +2Ag + (разб.) =Ag 2 Cr 2 O 7 (т. красный) ↓
Cr 2 O 7 2- (разб.) +H 2 O +Pb 2+ =2H + + 2PbCrO 4 (красный) ↓
K 2 Cr 2 O 7(т) +6HCl+8H 0 (Zn)=2CrCl 2(син) +7H 2 O+2KCl
Получение: обработка К 2 СrO 4 серной кислотой:
2К 2 СrO 4 + Н 2 SO 4 (30%) = К 2 Cr 2 O 7 + К 2 SO 4 + Н 2 O