Хром химия элемент как пишется

Является одним из важнейших легирующих элементов, позволяющий получать качественные прочные и стойкие к коррозии материалы, а также популярен как материал для декоративных и защитных металлических покрытий. На странице представлено описание данного металла: физические, химические свойства, области применения, марки, виды продукции.

Основные сведения

Хром (Cr) — химический элемент побочной подгруппы 6-й группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, атомный номер 24, атомная масса 51,99. Металл голубовато-белого цвета. Имеет плотность 7,19 г/см³, температуру плавления t_пл. = 1856 °С, температуру кипения t_кип. = 2671 °С. Обладает высокой твердостью.

Рассматриваемый химический элемент достаточно распространен в земной коре. Основными минералами, содержащими Cr, являются хромит (FeO·Cr₂O₃) и крокоит (PbCrO₄).

История открытия

Впервые соединение хрома PbCrO₄ (крокоит) упоминается в работе М.В. Ломоносова “Первые основания металлургии” в 1763 году. В 1797 году французский химик Л.Н. Воклен выделил из этого минерала Cr, предположительно не чистый, а с примесью карбида.

Свойства хрома

Марки хрома и сплавов

Достоинства / недостатки

Области применения хрома

Применение хрома можно разбить на два больших направления: легирование сталей и сплавов; нанесение металлических покрытий.

Хром обладает высокой твердостью и хорошей коррозионной стойкостью. Указанные характеристики он передает сплавам и сталям, для которых выступает в качестве легирующего элемента. Даже небольшое количество Cr позволяет существенно улучшить механические свойства материала. В качестве примера хромсодержащих сплавов можно привести нихром и фехраль — прецизионные сплавы с высоким электрическим сопротивлением; нержавеющие (коррозионностойкие) стали. Cr, относящийся к группе тугоплавких металлов, также увеличивает рабочие температуры материалов, включающих его в свой химический состав. Это особенно важно для фехраля и нихрома, поскольку данные сплавы применяются в качестве нагревателей и работают при повышенных температурах.

Другая область применения хрома — декоративные и защитные металлические покрытия. Он предохраняет обрабатываемые поверхности от механических повреждений благодаря своей твердости, а также от воздействия агрессивных сред благодаря стойкости к коррозии. Помимо этого Cr придает им привлекательный внешний вид. Процесс нанесения покрытий из хрома получил название хромирование.

Продукция из хрома

ХРОМ (лат. Chromium), Cr, хи­мич. эле­мент VI груп­пы ко­рот­кой фор­мы (6-й груп­пы длин­ной фор­мы) пе­рио­дич. сис­те­мы; ат. н. 24; ат. м. 51,9961; от­но­сит­ся к пе­ре­ход­ным эле­мен­там. В при­ро­де 4 ста­биль­ных изо­то­па: ⁵⁰Сr (4,35%), ⁵²Сr (83,79%), ⁵³Сr (9,50%) и ⁵⁴Сr (2,36%); ис­кус­ст­вен­но по­лу­че­но бо­лее 20 ра­дио­изо­то­пов.

Историческая справка

От­крыт в 1797 Л. Во­кле­ном в ми­не­ра­ле кро­кои­те – при­род­ном хро­ма­те свин­ца РbCrО₄. На­зва­ние эле­мент по­лу­чил от греч. сло­ва χρωμα – цвет, крас­ка (из-за раз­но­об­ра­зия ок­ра­ски сво­их со­еди­не­ний).

Распространённость в природе

Со­дер­жа­ние Х. в зем­ной ко­ре 0,0122% по мас­се, в во­де мо­рей и океа­нов 2·10^–5 мг/л. Из­вест­но бо­лее 40 ми­не­ра­лов Х., из них для из­вле­че­ния хро­ма ис­поль­зу­ют толь­ко хро­мит FeCr₂O₄, точ­нее хром­шпи­не­ли­ды (Mg,Fe)(Cr,Al,Fe)₂O₄. Х. вхо­дит в со­став ря­да др. ми­не­ра­лов – хро­мо­вой слю­ды (фук­си­та) – хром­со­дер­жа­щей раз­но­вид­но­сти мус­ко­ви­та, хром­ве­зу­виа­на Ca₁₀Al₄(Mg,Fe,Cr)₃(SiO₄)₅(Si₂O₇)₂(OH,F), хром­ди­оп­си­да Ca(Mg,Cr,Al)[(Si,Al)₂O₆], хро­мо­во­го гра­на­та Са₃Сr₂(SiO₄)₃ (ува­ро­ви­та), вол­кон­скои­та Cr₂Si₄O₁₀(OH)₂·nH₂O и др., ко­то­рые не­ред­ко со­про­во­ж­да­ют ру­ды, но са­ми пром. зна­че­ния не име­ют; см. так­же Хро­мо­вые ру­ды. В эк­зо­ген­ных ус­ло­ви­ях Х., как и же­ле­зо, миг­ри­ру­ет в ви­де взве­сей и мо­жет на­ка­п­ли­вать­ся в гли­нах. Наи­бо­лее под­виж­ной фор­мой яв­ля­ют­ся хро­ма­ты – ми­не­ра­лы кро­ко­ит, во­ке­ле­нит Pb₂Cu(CrO₄)(PO₄). Суль­фид­ные ми­не­ра­лы Х. об­на­ру­же­ны в ме­тео­ри­тах.

Свойства

Кон­фи­гу­ра­ция внеш­ней элек­трон­ной обо­лоч­ки ато­ма Х. 3d⁵4s¹; в со­еди­не­ни­ях про­яв­ля­ет сте­пе­ни окис­ле­ния +2, +3, +6, ре­же +4, +5 и +1; энер­гия ио­ни­за­ции при пе­ре­хо­де Сr⁰5 →Сr⁺→Сr²⁺→Сr³⁺→Сr⁴⁺→Сr⁵⁺→Сr⁶⁺ 652,7; 1592; 2987; 4740; 6690 и 8738 кДж/моль; срод­ст­во к элек­тро­ну 64,3 кДж/моль; элек­тро­от­ри­ца­тель­ность по По­лин­гу 1,66; атом­ный ра­ди­ус 124,9 пм, ион­ные ра­диу­сы (пм, в скоб­ках ука­за­ны ко­ор­ди­нац. чис­ла): для Сr²⁺ 73 (низ­ко­спи­но­вое со­стоя­ние) или 80 (вы­со­ко­спи­но­вое со­стоя­ние), Сr³⁺ 61,5 (6), Сr⁴⁺ 55 (6), Сr⁵⁺ 34,5 (4) и 49 (6), для Сr⁶⁺ 26 (4) и 44 (6).

Х. – го­лу­бо­ва­то-бе­лый ме­талл; кри­стал­лич. ре­шёт­ка ку­бич. объ­ём­но­цен­три­ро­ван­ная; t_пл 1900 °C, t_кип 2690 °C; плот­ность 7190 кг/м³; па­ра­маг­ни­тен, пе­ре­хо­дит в ан­ти­фер­ро­маг­нит­ное со­стоя­ние при 312 К. Хру­пок, при­об­ре­та­ет пла­стич­ность при темп-ре вы­ше 200–250 °C. Стан­дарт­ный элек­трод­ный по­тен­ци­ал для па­ры Сr³⁺/ Сr⁰ –0,74 В.

При ком­нат­ной темп-ре Х. ус­той­чив на воз­ду­хе и к дей­ст­вию во­ды, при 300 °C сго­ра­ет в ки­сло­ро­де с об­ра­зо­ва­ни­ем Сr₂О₃. Реа­ги­ру­ет с со­ля­ной и с раз­бав­лен­ной сер­ной ки­сло­той, вы­де­ляя Н₂. В кон­цен­трир. HNO₃, HClO₄, Н₃РО₄ и под дей­ст­ви­ем окис­ли­те­лей лег­ко пас­си­ви­ру­ет­ся. Пас­си­ви­ро­ван­ный Х. очень ус­той­чив. Со ще­ло­ча­ми в вод­ном рас­тво­ре не реа­ги­ру­ет, в рас­пла­ве реа­ги­ру­ет очень мед­лен­но с вы­де­ле­ни­ем Н₂. Фтор дей­ст­ву­ет на Сr при темп-ре вы­ше 350 °C. Су­хой хлор реа­ги­ру­ет с Сr вы­ше 300 °C, влаж­ный – при 80 °C. Х. реа­ги­ру­ет с бро­мом и ио­дом при темп-ре крас­но­го ка­ле­ния. С во­до­ро­дом не­по­сред­ст­вен­но не взаи­мо­дей­ст­ву­ет, од­на­ко ме­тал­ло­по­доб­ные гид­ри­ды СrН и СrН₂ мож­но по­лу­чить пу­тём элек­тро­ли­за; при на­гре­ва­нии они лег­ко те­ря­ют Н₂.

Нит­ри­ды CrN и Cr₂N по­лу­ча­ют пря­мым взаи­мо­дей­ст­ви­ем Сr и N₂ или по ре­ак­ции Сr с NH₃ (ок. 850 °C). Нит­ри­ды, осо­бен­но CrN, об­ла­да­ют вы­со­кой хи­мич. стой­ко­стью; их ис­поль­зу­ют как ком­по­нен­ты твёр­дых спла­вов, ка­та­ли­за­то­ры, CrN – как по­лу­про­вод­ни­ко­вый ма­те­ри­ал для тер­мо­элек­трич. ге­не­ра­то­ров. Х. сплав­ля­ет­ся с B, C, Si с об­ра­зо­ва­ни­ем со­от­вет­ст­вен­но бо­ри­дов, кар­би­дов и си­ли­ци­дов; при­ме­ня­ют­ся как ком­по­нен­ты твёр­дых, жа­ро­стой­ких спла­вов, из­но­со­устой­чи­вых и хи­ми­че­ски стой­ких по­кры­тий. Х. реа­ги­ру­ет с се­рой с об­ра­зо­ва­ни­ем суль­фи­дов раз­но­го со­ста­ва; при сплав­ле­нии Х. с се­ле­ном (тел­лу­ром) по­лу­ча­ют­ся се­ле­ни­ды (тел­лу­ри­ды).

Не­ус­той­чи­вый ок­сид CrO по­лу­ча­ют кос­вен­ны­ми ме­то­да­ми. CrO и со­от­вет­ст­вую­щий ему ма­ло­рас­тво­ри­мый гид­ро­ксид Cr(OH)₂ име­ют ос­нов­ный ха­рак­тер. Наи­бо­лее ус­той­чи­вый ок­сид Cr₂O₃ по­лу­ча­ет­ся при тер­мич. раз­ло­же­нии со­лей и др. ок­си­дов Х. Ему от­ве­ча­ют ма­ло­рас­тво­ри­мые ам­фо­тер­ные гид­ро­кси­ды со­ста­ва Cr(OH)₃ и CrO(OH) (ме­та­гид­рок­сид), ко­то­рые реа­ги­ру­ют с ки­сло­та­ми, об­ра­зуя ак­ва­ком­плек­сы [Сr(Н₂О)₆]³⁺, и с кон­цен­трир. ще­ло­ча­ми с по­лу­че­нием рас­тво­ри­мых гид­ро­ксо­ком­плек­сов [Сr(ОН)₆]^3–. Ле­ту­чий и гиг­ро­ско­пич­ный выс­ший ок­сид CrO₃ при взаи­мо­дей­ст­вии с во­дой да­ёт силь­ную хро­мо­вую ки­сло­ту H₂CrO₄, ко­то­рая в ки­слот­ной сре­де об­ра­зу­ет дву­хро­мо­вую ки­сло­ту H₂Cr₂O₇. См. так­же Хро­ма ок­си­ды, Хро­ма­ты.

Со­еди­не­ния Сr(II) не­ус­той­чи­вы и лег­ко окис­ля­ют­ся на воз­ду­хе. Их вод­ные рас­тво­ры со­хра­ня­ют­ся толь­ко в инерт­ной ат­мо­сфе­ре. Со­еди­не­ния Cr(III) наи­бо­лее ус­той­чи­вы. В вод­ных рас­тво­рах и кри­стал­лах со­лей ка­ти­он Сr(III) су­ще­ст­ву­ет в ви­де фио­ле­то­во­го ак­ва­ком­плек­са [Сr(Н₂О)₆]³⁺. При ко­ор­ди­на­ции вме­сто час­ти мо­ле­кул во­ды анио­нов со­лей об­ра­зу­ют­ся изо­мер­ные им ком­плек­сы зе­лё­но­го цве­та. Из­вест­но мно­же­ст­во проч­ных ком­плек­сов Сr(III) с ко­ор­ди­нац. чис­лом 6 и ок­та­эд­рич. кон­фи­гу­ра­ци­ей (га­ло­ге­нид­ные, циа­нид­ные, суль­фат­ные, ок­са­лат­ные и др.). Ха­рак­тер­ны по­ли­ядер­ные фор­мы ком­плек­сов. Со­еди­не­ния Cr(IV) не­мно­го­чис­лен­ны, это про­стые и ком­плекс­ные га­ло­ге­ни­ды; Cr(VI) об­ра­зу­ет мно­го­числ. хро­маты. Со­еди­не­ния Cr(VI) – силь­ные окис­ли­те­ли.

Получение

Ме­тал­лич. Х. из Сr₂О₃ про­из­во­дят алю­мо­тер­мич. или крем­ние­тер­мич. ме­то­дом. Пи­ро­ме­тал­лур­гич. вос­ста­нов­ле­ние Сr₂О₃ да­ёт про­дукт, за­гряз­нён­ный уг­ле­ро­дом. Чис­тый Х. по­лу­ча­ют элек­тро­ли­зом сер­но­кис­лых рас­тво­ров СrО₃ или рас­тво­ров хро­мо­ам­мо­ние­вых квас­цов (NH₄)Cr(SO₄)₂. Глу­бо­кую очи­ст­ку Х. ве­дут об­ра­бот­кой во­до­ро­дом при на­гре­ва­нии, ва­ку­ум­ной дис­тил­ля­ци­ей, зон­ной плав­кой, ио­дид­ным ра­фи­ни­ро­ва­ни­ем.

Пря­мая пе­ре­ра­бот­ка хро­мо­вых руд пу­тём вос­ста­но­ви­тель­ной плав­ки в элек­тро­пе­чах да­ёт фер­ро­хром с со­дер­жа­ни­ем 60–70% Сr – мно­го­тон­наж­ный про­дукт чёр­ной ме­тал­лур­гии. По оцен­кам Гео­ло­гич. служ­бы США, в 2012 в ми­ре бы­ло до­бы­то 24,0 млн. т хро­мо­вой ру­ды (хро­ми­тов). Ок. 94% ми­ро­во­го про­из-ва хро­ми­тов пред­на­зна­че­но для ис­поль­зо­ва­ния в ме­тал­лур­гии, для про­из-ва фер­ро­хро­ма. В про­из-ве фер­ро­хро­ма до­ми­ни­ру­ют ЮАР, Ка­зах­стан, Ин­дия и Ки­тай. Сум­мар­ное по­треб­ле­ние фер­ро­хро­ма в ми­ре со­став­ля­ет 10,35 млн. т (2012).

Применение

Х. при­ме­ня­ют в ме­тал­лур­гии (в осн. как ком­по­нент ста­лей, в ча­ст­но­сти не­ржа­вею­щих) и для по­луче­ния кор­ро­зи­он­но­стой­ких и ме­ха­ниче­ски проч­ных хро­мо­вых по­кры­тий. Со­еди­не­ния Х. при­ме­ня­ют в ка­че­ст­ве ог­не­упор­ных ма­те­риа­лов, пиг­мен­тов, ду­би­те­лей ко­жи, про­трав при кра­ше­нии, ре­ак­ти­вов, маг­нит­ных ма­те­риа­лов и др. Со­от­но­ше­ние об­лас­тей ис­поль­зо­ва­ния: ме­тал­лур­гия 75%, ог­не­упо­ры 10%, про­чее 15%.

Ме­тал­лич. Х. ма­ло­ток­си­чен. Со­еди­не­ния Cr(VI) об­ла­да­ют ме­ст­ным и об­ще­ток­си­че­ским дей­ст­ви­ем, вы­зы­ва­ют по­ра­же­ние ор­га­нов ды­ха­ния, ко­жи, сли­зи­стых обо­ло­чек, же­лу­доч­но-ки­шеч­но­го трак­та.

ХРОМ ЭЛЕМЕНТ

(Chromium; от греческого — окраска, цвет), Сr — химический элемент VI группы периодической системы элементов; ат. н. 24, ат. м. 51,996. Металл серебристого цвета. В соединениях проявляет степени окисления +2, + 3 и +6. Состоит из стабильных изотопов 50Сr (4,49%), 52Сr (83,78%), 53Cr (9,43%) и 54Сr (2,30%).

Из шести радиоактивных изотопов важнейшим является 51Сr с периодом полураспада 27,8 дня. Xром открыл (1797) франц. химик Д. Вокелен в минерале крокоите, выделив его в металлическом состоянии. Чистый X. впервые получил (1854) нем. химик Р. Бунзен электролизом хлористого хрома.

В пром. масштабе хром начали получать (1866 — 70) в виде феррохрома, восстанавливая хромовую ру-ДУ углеродом. Содержание X. в земной коре 3,5 х 10-2%. Из минералов наибольшее значение имеет хромит (хромистый железняк) FeO х СrО₃. Плотность X. (т-ра 20° С) 7,19 г/см3; решетка кубическая объемноцентрированная с периодом а = 2,885 А; t_пл 1875° С; t_кип 2430° С.

Теплота испарения 76,6 ккал/моль; коэфф. линейного расширения (т-ра 20° С) 6,2 х 10-6 град^-1; коэфф. теплопроводности (т-ра 20° С) 0,16 кал/см х сек х град; атомная теплоемкость 5,55 кал/моль х град (т-ра 20° С), удельное электрическое сопротивление    (т-ра 20° С) 12,8 мком х см; модуль норм, упругости 29 500 кгс/мм2. Давление паров X. (ат): 1 х 10-6 [т-ра 1350 К (тв.)], 1 х 10-5 (т-ра 1465 К),1 х 10-4 (т-ра 1600 К),1 х 10-3 (т-ра 1755 К), 1 х 10-2 (т-ра 1960 К) и 1,0 [т-ра 2495 К (ж.)].

Физические свойства

Некоторые физические свойства хрома аномальны. При т-ре 37° С происходят скачкообразные изменения модуля упругости, внутреннего трения, удельного электр. сопротивления, термоэдс и коэфф. линейного расширения. При обычной т-ре химически стоек. Почти не окисляется на воздухе даже при наличии влаги. С кислородом взаимодействует при высокой т-ре, образуя окисел Сr₂О₃ зеленого цвета. Кроме того, хром образует с кислородом хромовый ангидрид СrO₃ — соединение темно-красного цвета, хорошо растворимое в воде. При обычной т-ре соединяется с фтором, выше т-ры 600° С взаимодействует с галогенами, серой, азотом, кремнием, бором и углеродом. Xром растворяется в соляной и серной к-тах. Азотная к-та и «царская водка» при т-ре 15—20° С не растворяют хром. X. образует многочисленные комплексные соединения с неорганическими и органическими лигандами, в к-рых его координационное число шесть.

Соединения шестивалентного хрома токсичны. Они — сильные окислители. Соединения двухвалентного хрома являются сильными восстановителями. Осн. источником получения X., его сплавов и соединений является хромовая руда, содержащая от 33 до 55% Cr₂O₃. X. получил применение в пром-сти в виде феррохрома и в виде чистого металла. Широко используется технически чистый безуглеродистый алюмотермический X., содержащий 98—99% основного металла и примеси алюминия, железа, кремния, серы и азота. Находит применение силикотермический X., получаемый восстановлением Сr₂O₃ кремнием. X. входит в состав многих жаропрочным сплавов. Для получения чистого X. применяют электрохимическое выделение металла из водных растворов сернокислого хрома или хромовой к-ты. Электролиз проводят с нерастворимыми анодами. Катодный X. содержит 10-2 — 10-3% примесей».

Получение элемента

Для получения хрома высокой чистоты катодный металл рафинируют в среде очищенного водорода при т-ре 1500—1600° С. Содержание примесей в очищенном металле 10—2—10-5%. При рафинировании йодидным методом из хрома достаточно полно удаляют кислород и азот, количество других примесей уменьшается в два-три раза. Хром применяют для нанесения антикоррозионных и декоративных покрытий, для восстановления изношенных деталей машин.

Электрохимический черный хром обладает коэфф. поглощения света ~ 97% и высокой коррозионной стойкостью. Применяется в оптических приборах, а также для выплавки легированных сталей и нержавеющих сталей. В сталях, стойких против коррозии при высокой т-ре, содержится до 30—40% Сr. Окись X. используют в произ-ве зеленых пигментов.

В текстильной пром-сти соединения хрома используют для окраски шерсти. Соединения шестивалентного хрома применяют в органическом синтезе, в произ-ве красителей, синтетических волокон, как сильный окислитель, для отбеливания и т. д. В процессе дубления кожи применяют основные сульфаты хрома.

Что такое хром

Природная смесь содержит стабильные изотопы хрома: 50Cr( 4,31% ); 52Cr( 83,76% ), 53Cr( 9,55% ) ;54Cr( 2,38% ) . Из радиоактивных изотопов применяют 51Cr ( период полураспада 27,8 дня ) . В литосфере содержание хрома 6 · 10⁻³ масс.% ( больше , чем меди , цинка и некоторых других металлов ) .
Своё название он получил от греческого ( хрома ) – краска , так как все соединения хрома окрашены . Важнейшие руды его – хромистый железняк Fe( CrO₂ )₂ или FeO · Cr₂O₃ , а также крокоит PbCrO₄ .

Хромистый железняк восстанавливают углём в электрических печах :

FeO · Cr₂O₃ + 4CO = Fe + 2Cr + 4CO₂

в результате получается феррохром – сплав железа с хромом ( 60 – 65% хрома ) .
Чистый получают из оксида хрома ( III ) металлотермическим ( алюминотермическим ) методом :

Cr2O3 + 2Al =2Cr + Al2O3

Кроме того его получают электролизом растворов или сплавов его солей .

Хром тугоплавкий , ковкий , тягучий металл серо – стального цвета . При обычной температуре хром устойчив к действию кислорода и влаги воздуха , поверхность покрывается оксидной плёнкой , препятствующей коррозии . Как восстановитель хром вытесняет водород из разбавленной соляной и серной кислот . Азотная кислота пассивирует хром , в ней он не растворяется.

Соли хрома

При высоких температурах хром взаимодействует с галогенами , образуя пента – тетрафториды ( CrF₅ , CrF₄ ) , а также трибромид CrBr₃ и трийодид CrI₃ хрома.

Известны также нитриды ( CrN , Cr₂N ) , силициды ( Cr₃Si ) , карбиды ( Cr₄C , Cr₇C₃ )и сульфиды хрома .
У хрома пять оксидов : CrO , Cr₂O₃ , CrO₂ , Cr₂O₅ , CrO₃ но оксиды со степенью окисления +4 и +5 неустойчивы .

Оксид хрома ( II ) CrO проявляет основные свойства ; оксид хрома ( III ) Cr₂O₃ – аморфный оксид ; оксид хрома ( VI ) CrO₃ обладает кислотными свойствами . Соединения , в которых степень окисления хрома + 2 , легко окисляются и применения почти не имеют .

Оксид хрома ( III ) Cr₂O₃ получают разложением дихромата аммония :

( NH₄ )₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O

Cr₂O₃ – тугоплавкое вещество зелёного цвета , его используют для изготовления красок , добавляют к стеклу и фарфору , оксид хрома ( III ) растворяется в кислотах и щелочах .

Гидроксид хрома ( III ) Cr( OH )₃ осаждается при действии щелочей на соли хрома ( III ) :

CrCl₃ + 3NaOH = Cr( OH )↓ + 3NaCl

Серо – зелёный осадок амфотерного гидроксида хрома в кислотах :

Cr( OH )₃ + 3HCl = CrCl₃ + 3H₂O

В избытке щелочей :

Cr( OH )₃ + 3NaOH = Na₃[Cr( OH )₆ ]

В последнем случае образуется смесь гексагидроксо – ( III ) – хромита натрия с другими гидроксохромитами .

Из солей хрома  ( III ) наиболее распространены хромовые квасцы KCr( SO₄ )₂ · 12H₂O , применяемые в кожевенном производстве , в текстильной промышленности .

В водных растворах солей хрома ( III ) присутствует комплексный катион [ Cr( H₂O)₆]³⁺   , содержащий шесть молекул воды в качестве лигандов и обусловливающий фиолетовую окраску . При нагревании растворов часть координационно связанной воды обменивается на хлорид – ионы и фиолетовая окраска раствора меняется на зелёную , а затем на тёмно – зелёную :

[Cr( H₂O )₆ ] Cl₃ ⇄ [ CrCl( H₂O )₅] Cl₂ · 2H₂O ⇄ [CrCl₂( H₂O )₄]Cl · 2H₂O
фиолетовый                 зелёный                             темно – зелёный

Оксид хрома ( VI ) CrO₃ – тёмно – красное кристаллическое вещество . При растворении его в воде получается нестойкая хромовая кислота :

CrO₃ + H₂O ⇄  H₂CrO₄

существует только в водных растворах . В свободном виде известны более прочные соли – хроматы ( K₂CrO₄ , Na2CrO4 и др. ) , которые как в кристаллическом , так и в растворённом состоянии имеют ярко жёлтую окраску , обусловленную хромат – ионами CrO²₄⁻  .

Оксиду хрома ( VI ) соответствует двухромовая кислота , которую можно представить себе как продукт соединения двух молей трёхокиси с одним молем воды :

2CrO₃ + H₂O = H₂Cr₂O₇

Двухромовая кислота также неустойчива и существует только водных растворах . Гораздо более прочны её соли , которые именуют дихроматами . Дихроматы калия K₂Cr₂O7  и натрия Na₂Cr₂O₇ называют иначе хромпиками ; дихроматы ( в кристаллическом и растворённом состояниях ) имеют оранжевую окраску , вызываемую дихромат – ионом Cr₂O.

В водных растворах хромат – и дихромат – ионы образуют равновесную систему :

Cr₂O²₇⁻  + H₂O ⇄ 2CrO²₄⁻  + 2H⁺

поэтому в кислой среде хроматы превращаются в дихроматы :

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ = K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

и оранжевый раствор становится жёлтым.

Хроматы окислители

Все хроматы и дихроматы – сильные окислители , особенно если реакция протекает в кислой среде . Так дихромат калия ( в присутствии серной кислоты ) окисляет сероводородную кислоту до свободной серы и сам восстанавливается до сульфата хрома ( III ) , придавая раствору зелёную окраску :

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

Поэтому раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте ( хромовая смесь ) применяют как окислитель для очистки химической посуды от загрязнения .

Хроматы бария BaCrO₄ и свинца PbCrO₄ – минеральные краски.

Применение хрома

Все хроматы и дихроматы токсичны для человека и животных . Ранее его применяли как инсектицид .
Хром незаменим при выплавке высокопрочных , жаростойких , кислотоупорных и нержавеющих сталей . Добавление к стали 1 -2 % хрома значительно увеличивает их твёрдость и прочность нержавеющие стали содержат около 12% хрома . Для нужд реактивной техники вырабатываются сплавы на основе никеля и кобальта , которые содержат большие количества хрома и выдерживают высокие температуры . Хромирование защищает стальные и железные изделия от коррозии , придаёт их поверхности большую твёрдость.

Лит.: Плинер Ю. Л., Игнатенко Г. Ф., Лаппо С .И. Металлургия хрома.

Статья на тему хром

Хром

Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова «хром» берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим
разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 — амфотерные,
+6 — кислотные.

В природе хром встречается в виде следующих соединений.

• Fe(CrO₂)₂ — хромистый железняк, хромит
• (Mg, Fe)Cr₂O₄ — магнохромит
• (Fe, Mg)(Cr, Al)₂O₄ — алюмохромит

Получение

В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из
его оксида.

Fe(CrO₂)₂ + C = Fe + Cr + CO

Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr

Химические свойства

• Реакции с неметаллами

Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома (III) — Cr₂O₃ —
происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.

Cr + O₂ = (t) Cr₂O₃

Cr + S = (t) Cr₂S₃

Cr + N₂ = (t) CrN

Cr + C = Cr₂C₃



• Реакция с водой

Протекает в раскаленном состоянии.

Cr + H₂O = (t) Cr(OH)₃ + H₂↑

• Реакции с кислотами

Cr + HCl = CrCl₂ + H₂↑



Cr + H₂SO_4(разб.) = CrSO₄ + H₂↑

С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.

Cr + H₂SO₄ = (t) Cr₂(SO₄)₃ + SO₂↑ + H₂O

• Реакции с солями менее активных металлов

Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.

Cr + CuSO₄ = CrSO₄ + Cu

Соединения хрома (II)

Соединение хрома (II) носят основный характер. Оксид хрома (II) окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы — оксида хрома (III),
реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

CrO + O₂ = Cr₂O₃

CrO + H₂SO₄ = CrSO₄ + H₂O

CrO + SO₃ = CrSO₄

Гидроксид хрома (II), как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами,
кислотными оксидами.

Cr(OH)₂ = (t) CrO + H₂O

Cr(OH)₂ + HCl = CrCl₂ + H₂O

Cr(OH)₂ + SO₃ = CrSO₄ + H₂O

Соединения хрома (III)

Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома (III) гидроксид хрома (III).

Оксид хрома (III) реагирует как с щелочами, так и с кислотами. В реакциях с щелочами при нормальной температуре (в растворе) образуются комплексные соли, при прокаливании — смешанные оксиды. С кислотами оксид хрома (III) образует различные соли.

H₂O + NaOH + Cr₂O₃ → Na₃[Cr(OH)₆] (в растворе, гексагидроксохромат натрия)

Cr₂O₃ + Ba(OH)₂ → (t°) Ba(CrO₂)₂ + H₂O (прокаливание, хромит бария)

Cr₂O₃ + 2NaOH → (t°) 2NaCrO₂ + H₂O (прокаливание, хромит натрия)

Cr₂O₃ + HCl = CrCl₃ + H₂O (сохраняем степень окисления Cr⁺³)

Оксид хрома (III) реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).

Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr

При окислении соединение хрома (III) получают соединения хрома (VI) (в щелочной среде).

K₃[Cr(OH)₆] + H₂O₂ = K₂CrO₄ + KOH + H₂O

Cr₂O₃ + 8NaOH + O₂ = (t) Na₂CrO₄ + H₂O

Соединения хрома (VI)

В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома (VI) — CrO₃, и две кислоты, находящиеся в
растворе в состоянии равновесия: хромовая — H₂CrO₄ и дихромовая кислоты — H₂Cr₂O₇.

Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают
раствор в желтый цвет, а дихроматы — в оранжевый цвет.

Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.

Na₂CrO₄ + H₂SO₄ = Na₂Cr₂O₇ + Na₂SO₄ + H₂O

Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый — образуется хромат.

Na₂Cr₂O₇ + NaOH = Na₂CrO₄ + H₂O

Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название «вулканчик»

(NH₄)₂Cr₂O₇ = (t) Cr₂O₃ + N₂↑ + H₂O

В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.

K₂Cr₂O₇ + HCl = CrCl₃ + KCl + Cl₂↑ + H₂O

Железо

Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.

Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.

В природе железо встречается в виде следующих соединений:

• Fe₂O₃ — красный железняк, гематит
• Fe₃O₄ — магнитный железняк, магнетит
• Fe₂O₃*H₂O — бурый железняк, лимонит
• FeS₂ — пирит, серый или железный колчедан
• FeCO₃ — сидерит

Получение

Получают железо восстановлением из его оксида — руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.

CO + Fe₂O₃ = Fe + CO₂↑

H₂ + Fe₂O₃ = Fe + H₂O

Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается
бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.

Химические свойства

• Реакции с неметаллами

Fe + S = FeS (t > 700°C)

Fe + S = FeS₂ (t

Fe + O₂ = Fe₃O₄ (при горении железа образуется железная окалина — Fe₃O₄ — смесь двух оксидов
FeO*Fe₂O₃)

При нагревании железо взаимодействует с галогенами, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими.

Fe + Cl₂ = (t) FeCl₃

Fe + P = (t) FeP

Fe + C = (t) Fe₃C

Fe + Si = (t) FeSi



• Реакции с кислотами

Железо активнее водорода, способно вытеснить его из кислот.

Fe + HCl = FeCl₂ + H₂↑

На воздухе железо покрывается пленкой оксида, из-за чего пассивируется во многих реакциях, в том числе с концентрированными холодными
серной и азотной кислотами.

Fe + H₂SO_4(разб.) = FeSO₄ + H₂↑

Реакция с концентрированными кислотами идет только при нагревании. В холодных серной и азотной кислотах железо пассивируется.



Fe + H₂SO_4(конц.) = Fe₂(SO₄)₃ + SO₂↑ + H₂O

• Реакции с солями

Железо способно вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее железа.

CuCl₂ + Fe = FeCl₂ + Cu

• Восстановительные свойства

Железо способно восстанавливать соединения железа +3 до +2.

Fe + Fe₂O₃ = (t) FeO

Fe + FeCl₃ = (t) FeCl₂

Соединения железа (II) проявляют основные свойства. Реагируют c кислотами. При разложении гидроксид железа (II)
распадается на соответствующий оксид и воду.

FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O

Fe(OH)₂ + HCl = FeCl₂ + H₂O

Fe(OH)₂ = (t) FeO + H₂O

При хранении на открытом воздухе соли железа (II) приобретают коричневый цвет из-за окисления до железа +3.

FeCl₂ + H₂O + O₂ = Fe(OH)Cl₂

Качественной реакцией на ионы Fe²⁺ в растворе является реакция с красной кровяной солью — K₃[Fe(CN)₆] —
гексацианоферратом (III) калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl₂ + K₃[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆] + KCl

Качественной реакцией на ионы Fe²⁺ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок зеленого цвета.

FeCl₂ + NaOH = Fe(OH)₂ + NaCl

Соединения железа (III) проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа (III) реагирует и с кислотами, и с щелочами.

Fe(OH)₃ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + H₂O

Fe(OH)₃ + KOH = K₃[Fe(OH)₆] (гексагидроксоферрат калия)

При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.

Fe(OH)₃ + KOH = (t) KFeO₂ + H₂O

Гидроксид железа (III) — ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании
легко распадается на воду и соответствующий оксид.

Fe + H₂O + O₂ = Fe(OH)₃

Fe(OH)₃ = (t) Fe₂O₃ + H₂O

Качественной реакцией на ионы Fe³⁺ является взаимодействие с желтой кровяной солью K₄[Fe(CN)₆].
В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl₃ + K₄[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆] + KCl

Реакция хлорида железа (III) с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко
красного цвета.

FeCl₃ + KCNS = Fe(CNS)₃ + KCl

И еще одна качественная реакция на ионы Fe³⁺ — взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок бурого цвета.

FeCl₃ + NaOH = Fe(OH)₃ + NaCl

Соединения железа (VI) — ферраты — соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными
окислительными свойствами.

Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)₃
в щелочи.

Fe + KOH + H₂O = (электролиз) K₂FeO₄ + H₂↑

Fe(OH)₃ + Cl₂ + KOH = K₂FeO₄ + KCl + H₂O

Медь

Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.

Основные степени окисления меди +1, +2.

Медь встречается в самородном виде и в виде соединений, наиболее известные из которых:

• CuFeS₂ — медный колчедан, халькопирит
• Cu₂S — халькозин
• Cu₂CO₃(OH)₂ — малахит

Получение

Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.

CuFeS₂ + O₂ = Cu₂S + FeS + SO₂↑

Cu₂S + O₂ = Cu₂O + SO₂

Cu₂O + Cu₂S = Cu + SO₂

Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди
более активными металлами, например — железом.

CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄

Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.

CuSO₄ + H₂O = Cu + O₂ + H₂SO₄ (медь — на катоде, кислород — на аноде)

Химические свойства

• Реакции с неметаллами

Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.

Cu + CO₂ + H₂O + O₂ = (CuOH)₂CO₃

При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.

4Cu + O₂ = (t) 2Cu₂O (при недостатке кислорода)

2Cu + O₂ = (t) 2CuO (в избытке кислорода)



Cu + Se = (t) Cu₂Se

Cu + S = (t) Cu₂S

• Реакции с кислотами

Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной
— реакция идет.

Cu + H₂SO_4(конц.) = (t) CuSO₄ + SO₂↑ + H₂O

Cu + HNO_3(конц.) = Cu(NO₃)₂ + NO₂↑ + H₂O

Cu + HNO_3(разб.) = Cu(NO₃)₂ + NO↑ + H₂O



Реагирует с царской водкой — смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO₃ к 3 объемам HCl.

Cu + HCl + HNO₃ = CuCl₂ + NO + H₂O

• С оксидами неметаллов

Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.

Cu + SO₂ = (t) CuO + S

Cu + NO₂ = (t) CuO + N₂↑

Cu + NO = (t) CuO + N₂↑

Соединения меди I

В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди (I) можно получить путем восстановления соединений меди (II).

CuCl₂ + Cu = CuCl

CuO + Cu = Cu₂O

Оксид меди (I) можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.

Cu₂O + CO = (t) Cu + CO₂

Cu₂O + Al = (t) Cu + Al₂O₃

Cu₂O + H₂ = (t) Cu + H₂O

Оксид меди (I) окисляется кислородом до оксида меди (II).

Cu₂O + O₂ = (t) CuO

Оксид меди (I) вступает в реакции с кислотами.

Cu₂O + HCl = CuCl + H₂O

Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.

CuOH → Cu₂O + H₂O

Соединения меди (II)

Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)₂.
Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.

Оксид меди (II) получают в реакциях термического разложения гидроксида меди (II), реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.

Cu(OH)₂ = (t) CuO + H₂O

Cu + O₂ = (t) CuO

Химические свойства

• Реакции с кислотами

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

CuO + HCl = CuCl₂ + H₂O

• Разложение

CuO = (t) Cu₂O + O₂

• Восстановление

CuO + CO = Cu + CO₂

CuO + C = Cu + CO

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Гидроксид меди (II) — Cu(OH)₂ — получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.

CuSO₄ + KOH = K₂SO₄ + Cu(OH)₂↓

• Разложение

При нагревании гидроксид меди (II), как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду.

Cu(OH)₂ = (t) CuO + H₂O

• Реакции с кислотами

Cu(OH)₂ + HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂O

Cu(OH)₂ + HCl = CuCl₂ + H₂O

• Реакции с щелочами

Как сказано выше, гидроксид меди (II) носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства.
В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс.

Cu(OH)₂ + LiOH = Li₂[Cu(OH)₄]

• Реакции с кислотными оксидами

Cu(OH)₂ + CO₂ = (CuOH)₂CO₃ + H₂O (дигидроксокарбонат меди (II) — (CuOH)₂CO₃)

Обратите особое внимание на реакцию взаимодействия соли меди (II) — сульфата меди (II), карбоната натрия и воды.

CuSO₄ + Na₂CO₃ + H₂O = (CuOH)₂CO₃ + Na₂SO₄ + CO₂