Кислотний оксид хрому формула. Хром та його сполуки. Хімічні властивості хрому

«Національний дослідницький Томський політехнічний Університет»

Інститут природних ресурсів Геоекологія і геохімія

хром

За дисципліною:

хімія

виконав:

студент групи 2Г41 Ткачова Анастасія Володимирівна 29.10.2014

перевірив:

викладач Стась Микола Федорович

Положення в періодичній системі

хром - елемент побічної підгрупи 6-ий групи 4-го періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва з атомним номером 24. Позначається символом Cr(Лат. Chromium). проста речовина хром - твердий металлголубовато-білого кольору. Хром іноді відносять до чорних металах.

будова атома

17 Cl) 2) 8) 7 - схема будови атома

1s2s2p3s3p- електронна формула

Атом розташовується в III періоді, і має три енергетичних рівня

Атом розташовується в VII в групі, в головній підгрупі - на зовнішньому енергетичному рівні 7 електронів

властивості елемента

Фізичні властивості

Хром - білий блискучий метал з кубічної об'ємно-центрованої гратами, а \u003d 0,28845 нм, що відрізняється твердістю і крихкістю, з щільністю 7,2 г / см 3, один із самих твердих чистих металів (поступається тільки берилію, вольфраму і урану), з температурою плавлення 1903 град. І з температурою кипіння близько 2570 град. С. На повітрі поверхня хрому покривається оксидною плівкою, яка оберігає його від подальшого окислення. Добавка вуглецю до хрому ще більше збільшує його твердість.

Хімічні властивості

Хром при звичайних умовах - інертний метал, при нагріванні стає досить активним.

Взаємодія з неметалами

При нагріванні вище 600 ° С хром згорає в кисні:

4Cr + 3O 2 \u003d 2Cr 2 O 3.

З фтором реагує при 350 ° С, з хлором - при 300 ° С, з бромом - при температурі червоного розжарювання, утворюючи галогеніди хрому (III):

2Cr + 3Cl 2 \u003d 2CrCl 3.

З азотом реагує при температурі вище 1000 ° С з утворенням нітридів:

2Cr + N 2 \u003d 2CrN

або 4Cr + N 2 \u003d 2Cr 2 N.

2Cr + 3S \u003d Cr 2 S 3.

Реагує з бором, вуглецем і кремнієм з утворенням боридів, карбідів і силіцидів:

Cr + 2B \u003d CrB 2 (можливе утворення Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 4),

2Cr + 3C \u003d Cr 2 C 3 (можливе утворення Cr 23 C 6, Cr 7 B 3),

Cr + 2Si \u003d CrSi 2 (можливе утворення Cr 3 Si, Cr 5 Si 3, CrSi).

З воднем безпосередньо не взаємодіє.

Взаємодія з водою

У тонкоподрібненому розпеченому стані хром реагує з водою, утворюючи оксид хрому (III) і водень:

2Cr + 3H 2 O \u003d Cr 2 O 3 + 3H 2

Взаємодія з кислотами

В електрохімічному ряді напруг металів хром знаходиться до водню, він витісняє водень з розчинів неокисляющих кислот:

Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2;

Cr + H 2 SO 4 \u003d CrSO 4 + H 2.

У присутності кисню повітря утворюються солі хрому (III):

4Cr + 12HCl + 3O 2 \u003d 4CrCl 3 + 6H 2 O.

Концентрована азотна і сірчана кислоти пасивують хром. Хром може розчинятися в них лише при сильному нагріванні, утворюються солі хрому (III) і продукти відновлення кислоти:

2Cr + 6H 2 SO 4 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O;

Cr + 6HNO 3 \u003d Cr (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Взаємодія з лужними реагентами

У водних розчинах лугів хром не розчиняється, повільно реагує з розплавами лугів з утворенням хромитов і виділенням водню:

2Cr + 6KOH \u003d 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2.

Реагує з лужними розплавами окисників, наприклад хлоратом калію, при цьому хром переходить в хромат калію:

Cr + KClO 3 + 2KOH \u003d K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O.

Відновлення металів з оксидів і солей

Хром - активний метал, здатний витісняти метали з розчинів їх солей: 2Cr + 3CuCl 2 \u003d 2CrCl 3 + 3Cu.

Властивості простої речовини

Стійкий на повітрі за рахунок пассивирования. З цієї ж причини не реагує з сірчаної та азотної кислотами. При 2000 ° C згорає з утворенням зеленого оксиду хрому (III) Cr 2 O 3, що володіє амфотерними властивостями.

Синтезовані сполуки хрому з бором (бориди Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 2, CrB 4 і Cr 5 B 3), з вуглецем (карбіди Cr 23 C 6, Cr 7 C 3 і Cr 3 C 2), c кремнієм (силіциди Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 і CrSi) і азотом (нітриди CrN і Cr 2 N).

З'єднання Cr (+2)

Ступені окислення +2 відповідає основний оксид CrO (чорний). Солі Cr 2+ (розчини блакитного кольору) виходять при відновленні солей Cr 3+ або дихроматів цинком в кислому середовищі ( «воднем в момент виділення»):

Всі ці солі Cr 2+ - сильні відновники аж до того, що при стоянні витісняють водень із води. Киснем повітря, особливо в кислому середовищі, Cr 2+ окислюється, в результаті чого блакитний розчин швидко зеленіє.

Коричневий або жовтий гідроксид Cr (OH) 2 осідає при додаванні лугів до розчинів солей хрому (II).

Синтезовані дігалогеніди хрому CrF 2, CrCl 2, CrBr 2 і CrI 2

З'єднання Cr (+3)

Ступені окислення +3 відповідає амфотерний оксид Cr 2 O 3 і гідроксид Cr (OH) 3 (обидва - зеленого кольору). Це - найбільш стійка ступінь окислення хрому. Сполуки хрому в цій мірі окислення мають колір від брудно-лілового (іон 3+) до зеленого (в координаційній сфері присутні аніони).

Cr 3+ схильний до утворення подвійних сульфатів виду M I Cr (SO 4) 2 · 12H 2 O (квасцов)

Гідроксид хрому (III) отримують, діючи аміаком на розчини солей хрому (III):

Cr + 3NH + 3H2O → Cr (OH) ↓ + 3NH

Можна використовувати розчини лугів, але в їх надлишку утворюється розчинний гидроксокомплекс:

Cr + 3OH → Cr (OH) ↓

Cr (OH) + 3OH →

Сплавляючи Cr 2 O 3 з лугами отримують хроміти:

Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O

Непрожарений оксид хрому (III) розчиняється в лужних розчинах і в кислотах:

Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O

При окисленні сполук хрому (III) в лужному середовищі утворюються сполуки хрому (VI):

2Na + 3HO → 2NaCrO + 2NaOH + 8HO

Те ж саме відбувається при сплаву оксиду хрому (III) з лугом і окислювачами, або з лугом на повітрі (розплав при цьому набуває жовте забарвлення):

2Cr2O3 + 8NaOH + 3O2 → 4Na2CrO4 + 4H2O

Сполуки хрому (+4)[

При обережному розкладанні оксиду хрому (VI) CrO 3 в гідротермальних умовах отримують оксид хрому (IV) CrO 2, який є ферромагнетікомі володіє металевою провідністю.

Серед тетрагалогеніди хрому стійкий CrF 4, тетрахлорид хрому CrCl 4 існує тільки в парах.

Сполуки хрому (+6)

Ступені окислення +6 відповідає кислотний оксид хрому (VI) CrO 3 і цілий ряд кислот, між якими існує рівновага. Найпростіші з них - хромова H 2 CrO 4 і двухромову H 2 Cr 2 O 7. Вони утворюють два ряди солей: жовті хромати і помаранчеві дихромати відповідно.

Оксид хрому (VI) CrO 3 утворюється при взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з розчинами дихроматів. Типовий кислотний оксид, при взаємодії з водою він утворює сильні нестійкі хромові кислоти: хромовую H 2 CrO 4, дихромовая H 2 Cr 2 O 7 і інші ізополікіслоти із загальною формулою H 2 Cr n O 3n + 1. Збільшення ступеня полімеризації відбувається зі зменшенням рН, тобто збільшенням кислотності:

2CrO + 2H → Cr2O + H2O

Але якщо до помаранчевого розчину K 2 Cr 2 O 7 долити розчин лугу, як забарвлення знову переходить в жовту так як знову утворюється хромат K 2 CrO 4:

Cr2O + 2OH → 2CrO + HO

До високого ступеня полімеризації, як це відбувається у вольфраму і молібдену, не доходить, так як поліхромовая кислота розпадається на оксид хрому (VI) і воду:

H2CrnO3n + 1 → H2O + nCrO3

Розчинність хроматів приблизно відповідає розчинності сульфатів. Зокрема, жовтий хромат барію BaCrO 4 випадає при додаванні солей барію, як до розчинів хроматов, так і до розчинів дихроматів:

Ba + CrO → BaCrO ↓

2Ba + CrO + H2O → 2BaCrO ↓ + 2H

Освіта криваво-червоного малорастворимого хромата срібла використовують для виявлення срібла в сплавах за допомогою пробірної кислоти.

Відомі пентафторид хрому CrF 5 і малостійкі гексафторид хрому CrF 6. Також отримані летючі оксигалогеніди хрому CrO 2 F 2 і CrO 2 Cl 2 (хромілхлорід).

Сполуки хрому (VI) - сильні окислювачі, наприклад:

K2Cr2O7 + 14HCl → 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O

Додавання до дихроматом перекису водню, сірчаної кислоти і органічного розчинника (ефіру) призводить до утворення синього пероксиду хрому CrO 5 L (L - молекула розчинника), який екстрагується в органічний шар; дана реакція використовується як аналітична.

Кілька хімічних сполук, що складаються з двох простих елементів - Cr і O, - відносяться до класу неорганічних сполук - оксидів. Їх загальна назва - оксид хрому, далі в дужках прийнято римськими цифрами вказувати валентність металу. Інші їх назви та хімічні формули:

хром (II) оксид - закис хрому, CrO;
хром (III) оксид - хромова зелень, сесквіоксід хрому, Cr2O3;
хром (IV) оксид - окис хрому, CrO2;
хром (VI) оксид - хромовий ангідрид, трехокись хрому, CrO3.

З'єднання, в якому метал шестівалентен, і є вищий оксид хрому. Це тверда речовина без запаху, за зовнішнім виглядом представляє собою (на повітрі вони розпливаються через сильну гігроскопічність). Молярна маса - 99,99 г / моль. Щільність при 20 ° С дорівнює 2,70 г / см³. Температура плавлення - 197 ° С, кипіння - 251 ° С. При 0 ° С у воді розчиняється 61,7 г / 100, при 25 ° С - 63 г / 100 мл, при 100 ° С - 67,45 г / 100 мл. Оксид також розчиняється в сірчаної кислоти (це Хромова суміш, яку використовують в лабораторній практиці для миття хімічного посуду) і етиловому спирті, етиловому ефірі, оцтової кислоти, ацетон. При 450 ° С розкладається до Cr2O3.

Хром (VI) оксид застосовується в процесі електролізу (для отримання чистого хрому), для хроматування оцинкованих виробів, в електролітичному хромування, як сильний окислювач (для виробництва індиго і ізатину). хрому використовується для виявлення алкоголю в повітрі, що видихається. Взаємодія протікає по схемі: 4CrO3 + 6H2SO4 + 3C2H5OH → 2Cr2 (SO4) 3 + 3CH3COOH + 9H2O. На наявність алкоголю вказує зміна забарвлення розчину (набуває зеленого кольору).

Хром (VI) оксид, як і всі з'єднання шестивалентного Cr, є сильною отрутою (летальна доза - 0,1 г). Через свою високу активність CrO3 викликає загоряння (з вибухами) при зіткненні з ними. Незважаючи на малу летючість, вищий оксид хрому небезпечний при вдиханні, так як викликає рак легенів. При контакті зі шкірою (навіть при швидкому його видаленні) викликає роздратування, дерматити, екземи, провокує розвиток раку.

Оксид з чотирьохвалентним хромом CrO2 за зовнішнім виглядом являє собою тверду речовину у вигляді чорних тетраедричних феромагнітних кристалів. Оксид хрому 4 має молярну масу 83,9949 г / моль, щільність 4,89 г / см ³. Речовина плавиться, одночасно розкладаючись, при температурі 375 ° С. У воді не розчиняється. Використовується в носіях магнітного запису в якості робочої речовини. З ростом популярності компакт-дисків та DVD-дисків використання хрому (IV) оксиду знизилося. Був вперше синтезований в 1956 році хіміком з компанії EI DuPont Норман Л. Коксом шляхом розкладання триоксид хрому в присутності води при температурі 640 ° С і тиску 200 МПа. За ліцензією DuPont випускається компаніями Sony в Японії і BASF в Німеччині.

Оксид хрому 3 Cr2O3 є тверде мелкокристаллическое речовина від світло-до темно-зеленого кольору. Молярна маса дорівнює 151,99 г / моль. Щільність - 5,22 г / см ³. Температура плавлення - 2435 ° С, кипіння - 4000 ° С. Показник заломлення чистого речовини - 2,551. Цей оксид розчиняється в воді, в спирті, ацетоні, кислоті. Оскільки його щільність наближається до щільності корунду, його вводять в склади поліруючих засобів (наприклад, пасти ГОІ). Це один з хрому, який використовується в якості пігменту. Вперше за секретної технології він був отриманий в 1838 році у вигляді прозорої гидратированной форми. У природі зустрічається у вигляді хромистоїзалізняку FeO.Cr2O3.

Оксид двовалентного хрому - тверда речовина чорного або червоного кольору з температурою плавлення 1550 ° С. Плавиться з розкладанням. Молярна маса - 67,996 г / моль. Оксид хрому (II) червоного кольори не пірофорен, а це ж речовина чорного кольору є пірофорним. Порошок самозаймається на повітрі, тому його можна зберігати тільки під шаром в води, так як з нею він не взаємодіє. Чорну закис хрому отримати в чистому вигляді дуже складно.

Для оксидів хрому з нижчої валентності характерні основні властивості, а для оксиду з вищої валентності - кислотні.

] Молекулі CrO приписані численні R-відтіняють смуги, що спостерігалися в діапазоні 4800 - 7100Å в спектрі випускання електричної дуги на повітрі при приміщенні в неї металевого хрому або солі Cr 2 Cl 6. Коливальний аналіз показав, що смуги належать одній системі (електронному переходу) з 0-0 смугою близько 6000Å, визначені коливальні константи верхнього і нижнього електронних станів. До «помаранчевої» системі віднесені також смуги в інтервалі 7100 - 8400Å, виміряні в [32FER]. В роботі [55NIN] проведено частковий аналіз обертальної структури смуг, на підставі якого встановлено тип електронного переходу 5 Π - 5 Π. У довіднику [84ХЬЮ / ГЕР] нижнє стан системи позначено як основний стан молекули X 5 Π.

Повний обертальний аналіз п'яти смуг системи (2-0, 1-0, 0-0, 0-1 і 0-2) виконаний в роботі [80HOC / MER]. Смуги зареєстровані з високою роздільною здатністю в спектрі випускання розряду і в спектрі лазерного збудження молекул CrO в потоці інертного газу-носія. Нижня стан системи підтверджено як основний стан молекули (спектр лазерного збудження отримано при температурі газу-носія трохи нижче кімнатної).

Ще одна слабша система смуг CrO виявлена \u200b\u200bв спектрі випускання розряду в ближній інфрачервоній області [84CHE / ZYR]. Спектр отриманий за допомогою Фур'є-спектрометра. Обертальний аналіз 0-0 смуги, розташованої близько 8000 см -1, показав, що система належить переходу 5 Σ - X 5 Π.

Третя система смуг CrO, з центром близько 11800 см -1, виявлена \u200b\u200bв спектрі хемилюминесценции при реакції атомів хрому з озоном [89DEV / GOL]. Смуги цієї системи відзначені також в атласі [57GAT / JUN]. В [93BAR / HAJ] смуги 0-0 і 1-1 отримані з високою роздільною здатністю в спектрі лазерного збудження. Проведено обертальний аналіз, який показав, що система утворена переходом 5 Δ - X 5 Π.

В спектрі хемилюминесценции [89DEV / GOL] виявлена \u200b\u200bсистема смуг в районі 4510Å (ν 00 \u003d 22163 см -1), проведено коливальний аналіз. Система належить, ймовірно, електронному переходу з перенесенням заряду, тому що коливальний інтервал у верхньому стані набагато менше коливальних інтервалів в інших станах CrO. Попередньо електронний перехід позначений як C 5 Π - X 5 Π.

Фотоелектронні спектри аниона CrO - отримані в роботах [96WEN / GUN] і [2001GUT / JEN]. Найбільш повна і надійна інтерпретація спектрів, заснована на MRCI розрахунку аниона і молекули, представлена \u200b\u200bв роботі [2002BAU / GUT]. Згідно з розрахунком аніон має основний стан X 4 Π і перше збуджений стан 6 Σ +. В спектрах спостерігаються одноелектронні переходи з цих станів в основне і 5 збуджених станів нейтральної молекули: X 5 Π ← 6 Σ + (1.12 еВ), X 5 Π ← X 4 Π (1.22 еВ), 3 Σ - ← X 4 Π (1.82 еВ), 5 Σ + ← 6 Σ + (2.13 еВ), 3 Π ← X 4 Π (2.28 еВ), 5 Δ ← 6 Σ + (2.64 еВ), 3 Φ ← X 4 Π (3.03 еВ). Енергії квінтетних станів CrO узгоджуються з даними оптичних спектрів. Триплетні стану 3 Σ - (0.6 еВ), 3 Π (1.06 еВ) і 3 Φ (1.81 еВ) в оптичних спектрах не спостерігалося.

Квантово-механічні розрахунки CrO виконані в роботах [82GRO / WAH, 84HUZ / KLO, 85BAU / NEL, 85NEL / BAU, 87AND / GRI, 87DOL / WED, 88JAS / STE, 89STE / NAC, 95BAU / MAI, 96BAK / STI, 2000BRI / ROT, 2000GUT / RAO, 2001GUT / JEN, 2002BAU / GUT, 2003GUT / AND, 2003DAI / DEN, 2006FUR / PER, 2007JEN / ROO, 2007WAG / MIT]. У розрахунку [85BAU / NEL] показано і підтверджено в подальших розрахунках, що основним станом молекули є 5 Π. Енергії збуджених станів наведені прямо або побічно (у вигляді енергії дисоціації або спорідненості до електрону) в роботах [85BAU / NEL, 85NEL / BAU, 96BAK / STI, 2000BRI / ROT, 2001GUT / JEN, 2002BAU / GUT, 2003DAI / DEN].

У розрахунок термодинамічних функцій були включені: а) нижня компонента Ω \u003d -1 стану X 5 Π, як основний стан; б) інші Ω-компоненти X 5 Π, як окремі порушені стану; в) порушені стану, енергії яких визначені експериментально або розраховані; г) синтетичні стану, які враховують всі інші стану молекули з оціненої енергією до 40000 см -1.

Рівноважні константи для стану X 5 Π CrO отримані в [80HOC / MER]. Вони наведені в таблиці Cr.Д1, як константи для нижньої компоненти X 5 Π -1, хоча ставляться до всього станом в цілому. Відмінності в значеннях ω e для компонент стану X 5 Π незначні і враховані в похибки ± 1 см -1.

Енергії збуджених станів наведені згідно спектроскопическим даними [84CHE / ZYR] (5 Π 0, 5 Π 1, 5 Π 2, 5 Π 3, A 5 Σ +), [93BAR / HAJ] ( A 5 Δ), [80HOC / MER] (B 5 Π), [89DEV / GOL] (C 5 Π); інтерпретації фотоелектронних спектрів [2002BAU / GUT] (3 Σ -, 3 Π, 3 Φ); згідно з розрахунками [2002BAU / GUT] (5 Σ -, 3 Δ) і [2003DAI / DEN] (3 Σ).

Коливальні і обертальні константи збуджених станів CrO в розрахунках термодинамічних функцій не використовувалися і наведені в таблиці Cr.Д1 для довідки. для станів A 6 Σ +, A 5 Δ, B 5 Π, C(5 Π) наведені спектроскопічні константи за даними робіт [84CHE / ZYR, 93BAR / HAJ, 80HOC / MER, 89DEV / GOL], відповідно. Для станів 3 Σ -, 3 Π, 3 Φ наведені значення ω e, отримані з фотоелектронного спектра аниона в роботі [96WEN / GUN]. Значення ω e для станів 5 Σ -, 3 Δ і r e для 3 Σ -, 3 Π, 3 Φ, 5 Σ -, 3 Δ наведені згідно з результатами MRCI розрахунку [2002BAU / GUT].

Статистичні ваги синтетичних станів оцінені з використанням іонної моделі. Спостерігалися і розраховані стану CrO віднесені до трьох іонним конфігурацій: Cr 2+ (3d 4) O 2-, Cr 2+ (3d 3 4s) O 2- і Cr + (3d 5) O -. Енергії інших станів цих конфігурацій оцінені з використанням даних [71MOO] про становище термів однозарядного і двозарядний іонів хрому. Використано також оцінки [2001GUT / JEN] для енергій станів 7 Π, 7 Σ + конфігурації Cr + (3d 5) O -.

Термодинамічні функції CrO (г) були обчислені за рівнянням (1.3) - (1.6), (1.9), (1.10), (1.93) - (1.95). значення Q вн і її похідних розраховувалися за рівняннями (1.90) - (1.92) з урахуванням дев'ятнадцяти збуджених станів в припущенні, що Q кол.вр ( i) = (P i / p X) Q кол.вр ( X). Коливально-обертальна статистична сума стану X 5 Π -1 і її похідні обчислювалися за рівнянням (1.70) - (1.75) безпосереднім підсумовуванням по коливальним рівням і інтеграцією по обертальним рівнями енергії за допомогою рівняння типу (1.82). У розрахунках враховувалися всі рівні енергії зі значеннями J< J max, v, де J max, v знаходилося з умов (1.81). Коливально-обертальні рівні стану X 5 Π -1 обчислювалися за рівнянням (1.65), значення коефіцієнтів Y kl в цих рівняннях були розраховані по співвідношенням (1.66) для ізотопічної модифікації, що відповідає природному суміші ізотопів хрому і кисню з молекулярних постійних 52 Cr 16 O, наведених в таблиці Cr.Д1. значення коефіцієнтів Y kl, а також величини v max і J lim наведені в табл.Cr.Д2.

При кімнатній температурі отримані наступні значення:

C p o (298.15 К) \u003d 32.645 ± 0.26 Дж × К -1 × моль -1

S o (298.15 К) \u003d 238.481 ± 0.023 Дж × К -1 × моль -1

H o (298.15 К) - H o (0) \u003d 9.850 ± 0.004 кДж × моль -1

Основний внесок в похибка розрахованих термодинамічних функцій CrO (г) при температурах 298.15 і 1000 K дає метод розрахунку. При 3000 і 6000 K похибка обумовлена \u200b\u200bголовним чином невизначеністю енергій збуджених електронних станів. Похибки в значеннях Φº ( T) при T \u003d298.15 1000, 3000 і 6000 K оцінюються в 0.02, 0.04, 0.2 і 0.4 Дж × K -1 × моль -1, відповідно.

Раніше термодинамічні функції CrO (г) обчислювалися для таблиць JANAF [85CHA / DAV], Шнейдером [74SCH] (T \u003d 1000 - 9000 K), Брюером і Розенблата [69BRE / ROS] (значення Φº ( T) Для T ≤ 3000 K). Розбіжності таблиць JANAF і табл. CrO при низьких температурах обумовлені тим, що автори [85CHA / DAV] не могли врахувати Мультиплетність розщеплення стану X 5 Π; розбіжність у значеннях Φº (298.15) становить 4.2 Дж × K -1 × моль -1. В області 1000 - 3000 K розбіжності в значеннях Φº ( T) Не перевищують 1.5 Дж × K -1 × моль -1, але до 6000 K досягають 3.1 Дж × K -1 × моль -1 через те, що в [

Відкриття хрому відноситься до періоду бурхливого розвитку хіміко-аналітичних досліджень солей і мінералів. У Росії хіміки виявляли особливий інтерес до аналізу мінералів, знайдених в Сибіру і майже невідомих в Західній Європі. Одним з таких мінералів була сибірська червона свинцева руда (крокоит), описана ще Ломоносовим. Мінерал досліджувався, але нічого, крім оксидів свинцю, заліза та алюмінію в ньому не було знайдено. Однак в 1797 році Вокелен, прокип'ятивши тонко подрібнений зразок мінералу з поташом і осадивши карбонат свинцю, отримав розчин, пофарбований в оранжево - червоний колір. З цього розчину він викристалізував рубіново-червону сіль, з якої виділили окисел і вільний метал, відмінний від усіх відомих металів. Вокелен назвав його хром (Chrome ) Від грецького слова- забарвлення, колір; правда тут малося на увазі властивість не металу, а його яскраво забарвлених солей.

Знаходження в природі.

Найважливішою рудою хрому, що має практичне значення, є хроміт, приблизний склад якого відповідає формулі FeCrO \u200b\u200b4.

Він зустрічається в Малій Азії, на Уралі, в Північній Америці, на півдні Африки. Технічне значення має також вищезгаданий мінерал крокоит - PbCrO 4. У природі зустрічаються також оксид хрому (3) і деякі інші його сполуки. У земній корі вміст хрому в перерахунку на метал становить 0,03%. Хром виявлено на Сонце, зірки, метеоритах.

Фізичні властивості.

Хром - білий, твердий і крихкий метал, виключно хімічно стійкий до впливу кислот і лугів. На повітрі він окислюється, має на поверхні тонку прозору плівку оксиду. Хром має щільність 7,1 г / см 3, його температура плавлення становить +1875 0 С.

Отримання.

При сильному нагріванні хромистоїзалізняку з вугіллям відбувається відновлення хрому і заліза:

FeO * Cr 2 O 3 + 4C \u003d 2Cr + Fe + 4CO

В результаті цієї реакції утворюється сплав хрому з залізом, що відрізняється високою міцністю. Для отримання чистого хрому, його відновлюють з оксиду хрому (3) алюмінієм:

Cr 2 O 3 + 2Al \u003d Al 2 O 3 + 2Cr

В даному процесі зазвичай використовують два оксиду - Cr 2 O 3 і CrO 3

Хімічні властивості.

Завдяки тонкої захисній плівці оксиду, що покриває поверхню хрому, він дуже стійкий до впливу агресивних кислот і лугів. Хром не реагує з концентрованими азотної та сірчаної кислотами, а також з фосфорною кислотою. З лугами хром вступає у взаємодію при t \u003d 600-700 о C. Однак хром взаємодіє з розведеними сірчаної і соляної кислотами, витісняючи водень:

2Cr + 3H 2 SO 4 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2
2Cr + 6HCl \u003d 2CrCl 3 + 3H 2

При високій температурі хром горить в кисні, утворюючи оксид (III).

Розпечений хром реагує з парами води:

2Cr + 3H 2 O \u003d Cr 2 O 3 + 3H 2

Хром при високій температурі реагує також з галогенами, галоген - водень, сірої, азотом, фосфором, вугіллям, кремнієм, бором, наприклад:

Cr + 2HF \u003d CrF 2 + H 2
2Cr + N2 \u003d 2CrN
2Cr + 3S \u003d Cr 2 S 3
Cr + Si \u003d CrSi

Вищевказані фізичні і хімічні властивості хрому знайшли своє застосування в різних областях науки і техніки. Так, наприклад, хром і його сплави використовуються для отримання високоміцних, корозійностійких покриттів в машинобудуванні. Сплави у вигляді ферохрому використовуються в якості металорізальних інструментів. Хромовані сплави знайшли застосування в медичній техніці, при виготовленні хімічного технологічного обладнання.

Положення хрому в періодичній системі хімічних елементів:

Хром очолює побічну підгрупу VI групи періодичної системи елементів. Його електронна формула наступна:

24 Cr IS 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 5 4S 1

У заповненні орбіталей електронами у атома хрому порушується закономірність, згідно з якою спочатку повинна була б заповняться 4S - орбіталь до стану 4S 2. Однак, внаслідок того, що 3d - орбіталь займає в атомі хрому більш вигідне енергетичний стан, відбувається її заповнення до значення 4d 5. Таке явище спостерігається у атомів деяких інших елементів побічних підгруп. Хром може проявляти ступеня окислення від +1 до +6. Найбільш стійкими є З'єднання хрому зі ступенями окислення +2, +3, +6.

З'єднання двовалентного хрому.

Оксид хрому (II) CrO - пірофорний чорний порошок (пірофорному - здатність в тонкораздробленном стані запалюється на повітрі). CrO розчиняється в розведеною соляної кислоти:

CrO + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2 O

На повітрі при нагріванні понад 100 0 С CrO перетворюється в Cr 2 O 3.

Солі двовалентного хрому утворюються при розчиненні металевого хрому в кислотах. Ці реакції проходять в атмосфері малоактивного газу (наприклад H 2), тому що в присутності повітря легко відбувається окислення Cr (II) до Cr (III).

Гідроксид хрому отримують у вигляді жовтого осаду при дії розчину лугу на хлорид хрому (II):

CrCl 2 + 2NaOH \u003d Cr (OH) 2 + 2NaCl

Cr (OH) 2 володіє основними властивостями, є відновником. Гідратований іон Cr2 + забарвлений в блідо - блакитний колір. Водний розчин CrCl 2 має синє забарвлення. На повітрі в водних розчинах сполуки Cr (II) переходять в з'єднання Cr (III). Особливо це яскраво виражається у гідроксиду Cr (II):

4Cr (OH) 2 + 2H 2 O + O 2 \u003d 4Cr (OH) 3

З'єднання тривалентного хрому.

Оксид хрому (III) Cr 2 O 3 - тугоплавкий порошок зеленого кольору. По твердості близький до корунду. У лабораторії його можна отримати нагріванням дихромата амонію:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2

Cr 2 O 3 - амфотерний оксид, при сплавці з лугами утворює хроміти: Cr 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaCrO 2 + H 2 O

Гідроксид хрому також є амфотерним з'єднанням:

Cr (OH) 3 + HCl \u003d CrCl 3 + 3H 2 O
Cr (OH) 3 + NaOH \u003d NaCrO 2 + 2H 2 O

Безводний CrCl 3 має вигляд листочків темно-фіолетового кольору, абсолютно не розчиняється в холодній воді, при кип'ятінні він розчиняється дуже повільно. Безводний сульфат хрому (III) Cr 2 (SO 4) 3 рожевого кольору, також погано розчинний у воді. У присутності відновників утворює фіолетовий сульфат хрому Cr 2 (SO 4) 3 * 18H 2 O. Відомі також зелені гідрати сульфату хрому, що містять меншу кількість води. Хромовий галун KCr (SO 4) 2 * 12H 2 O викристалізовуються з розчинів, що містять фіолетовий сульфат хрому і сульфат калію. Розчин хромових квасцов при нагріванні стає зеленим завдяки освіті сульфатів.

Реакції з хромом та його сполуками

Майже всі сполуки хрому та їх розчини інтенсивно пофарбовані. Маючи безбарвний розчин або білий осад, ми можемо з великою часткою ймовірності зробити висновок про відсутність хрому.

Сильно нагріємо в полум'я пальника на фарфоровій чашці таку кількість біхромату калію, яке поміститься на кінчику ножа. Сіль не виділить кристалізаційної води, а розплавиться при температурі близько 400 0 С з утворенням чорної рідини. Погріємо її ще кілька хвилин на сильному полум'я. Після охолодження на черепку утворюється зелений осад. Частина його розчинний у воді (вона набуває жовтого кольору), а іншу частину залишимо на черепку. Сіль при нагріванні розклалася, в результаті утворився розчинний жовтий хромат калію K 2 CrO 4 і зелений Cr 2 O 3.
Розчинний 3г порошкоподібного біхромату калію в 50мл води. До однієї частини додамо трохи карбонату калію. Він розчиниться з виділенням CO 2, а забарвлення розчину стане ясно - жовтою. З біхромату калію утворюється хромат. Якщо тепер по порціях додати 50% розчин сірчаної кислоти, то знову з'явиться червоно - жовте забарвлення біхромату.
Наллємо в пробірку 5 мл. розчину біхромату калію, прокип'ятити з 3 мл концентрованої соляної кислоти під тягою. З розчину виділяється жовто-зелений отруйний газоподібний хлор, тому, що хромат окислить HCl до Cl 2 і H 2 O. Сам хромат перетвориться в зелений хлорид тривалентного хрому. Його можна виділити виправними розчину, а потім, сплавивши з содою і селітрою, перевести в хромат.
При додаванні розчину нітрату свинцю випадає жовтий хромат свинцю; при взаємодії з розчином нітрату срібла утворюється червоно - коричневий осад хромату срібла.
Додамо пероксид водню до розчину біхромату калію і підкислити розчин сірчаної кислотою. Розчин набуває глибокий синій колір завдяки освіті пероксиду хрому. Пероксид при збовтуванні з деякою кількістю ефіру перейде в органічний розчинник і забарвити його в блакитний колір. Дана реакція специфічна для хрому і дуже чутлива. З її допомогою можна виявити хром в металах і сплавах. Перш за все необхідно розчинити метал. При тривалому кип'ятінні з 30% - іншої сірчаної кислотою (можна додати і соляну кислоту) хром і багато стали частково розчиняються. Отриманий розчин містить сульфат хрому (III). Щоб можна було провести реакцію виявлення, спочатку нейтралізуємо його їдким натром. В осад випадає сіро-зелений гідроксид хрому (III), який розчиниться в надлишку NaOH і утворює зелений хромит натрію. Профільтруем розчин і додамо 30% -ий пероксид водню. При нагріванні розчин забарвиться в жовтий колір, так як хромит окислиться до хромату. Підкислення призведе до появи блакитного забарвлення розчину. Забарвлене з'єднання можна екстрагувати, струшуючи з ефіром.

Аналітичні реакції на іони хрому.

До 3-4 крапель розчину хлориду хрому CrCl 3 додайте 2М розчин NaOH до розчинення спочатку випав осаду. Зверніть увагу на колір утворився хромита натрію. Нагрійте отриманий розчин на водяно лазні. Що при цьому відбувається?
До 2-3 крапель розчину CrCl 3 додайте рівний об'єм 8М розчину NaOH і 3-4 краплі 3% розчину H 2 O 2. Нагрійте реакційну суміш на водяній бані. Що при цьому відбувається? Який осад утворюється, якщо отриманий пофарбований розчин нейтралізувати, додати до нього CH 3 COOH, а потім Pb (NO 3) 2?
Налийте в пробірку по 4-5 крапель розчинів сульфату хрому Cr 2 (SO 4) 3, IMH 2 SO 4 і KMnO 4. Нагрійте реакційну змістився в протягом декількох хвилин на водяній бані. Зверніть увагу на зміну забарвлення розчину. Чим воно викликано?
До 3-4 крапель підкисленого азотною кислотою розчину K 2 Cr 2 O 7 додайте 2-3 краплі розчину H 2 O 2 і перемішайте. З'являються синє забарвлення розчину обумовлено виникненням надхромовой кислоти H 2 CrO 6:

Cr 2 O 7 2- + 4H 2 O 2 + 2H + \u003d 2H 2 CrO 6 + 3H 2 O

Зверніть увагу на на швидке розкладання H 2 CrO 6:

2H 2 CrO 6 + 8H + \u003d 2Cr 3+ + 3O 2 + 6H 2 O
синій колір зелений колір

Надхромовая кислота значно більш стійка в органічних розчинниках.

До 3-4 крапель підкисленого азотною кислотою розчину K 2 Cr 2 O 7 додайте 5 крапель ізоамілового спирту, 2-3 краплі розчину H 2 O 2 і збовтайте реакційну суміш. Спливаючий на верх шар органічного розчинника забарвлений в яскраво-синій колір. Забарвлення зникає дуже повільно. Порівняйте стійкість H 2 CrO 6 в органічній і водних фазах.
При взаємодії CrO 4 2- і іонами Ba 2+ випадає жовтий осад хромату барію BaCrO 4.
Нітрат срібла утворює з іонами CrO 4 2 осад хромату срібла цегляно-червоного кольору.
Візьміть три пробірки. В одну з них помістіть 5 6 крапель розчину K 2 Cr 2 O 7, в другу - такий же об'єм розчину K 2 CrO 4, а в третю - по три краплі обох розчинів. Потім додайте в кожну пробірку по три краплі розчину йодиду калію. Поясніть отриманий результат. Підкислити розчин в другій пробірці. Що при цьому відбувається? Чому?

Цікаві досліди з сполуками хрому

Суміш CuSO 4 і K 2 Cr 2 O 7 при додаванні лугу стає зеленою, а в присутності кислоти стає жовтою. Нагріваючи 2мг гліцерину з невеликою кількістю (NH 4) 2 Cr 2 O 7 з подальшим додаванням спирту, після фільтрування виходить яскраво-зелений розчин, який при додаванні кислоти стає жовтим, а в нейтральній або лужному середовищі стає зеленим.
Помістити в центр консервної банки з термітом «рубінову суміш» - ретельно розтертий і поміщений в алюмінієву фольгу Al 2 O 3 (4,75г) з добавкою Cr 2 O 3 (0,25). Щоб банку довше не остигала, необхідно закопати під верхній обріз в пісок, а після підпалювання терміту і початку реакції, накрити її залізним листом і засипати піском. Банку викопати через добу. В результаті утворюється червоно - рубіновий порошок.
10г біхромату калію розтирають з 5г нітрату натрію або калію і 10г цукру. Суміш зволожують і змішують з колодієм. Якщо порошок спресувати в скляній трубці, а потім виштовхнути паличку і підпалити її з торця, то почне виповзати «змія», спочатку чорна, а після охолодження - зелена. Паличка діаметром 4 мм горить зі швидкістю близько 2 мм в секунду і подовжується в 10 разів.
Якщо змішати розчини сульфату міді і дихромата калію і додати трохи розчину аміаку, то випаде аморфний коричневий осад складу 4СuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O, який розчиняється в соляній кислоті з утворенням жовтого розчину, а в надлишку аміаку виходить зелений розчин. Якщо далі до цього розчину додати спирт, то випаде зелений осад, який після фільтрації стає синім, а після висушування - синьо-фіолетовим з червоними блискітками, добре видимими при сильному освітленні.
Що залишився після дослідів «вулкан» або «фараонові змії» оксид хрому можна регенерувати. Для цього треба сплавити 8г Cr 2 O 3 і 2 г Na 2 CO 3 і 2,5 г KNO 3 і обробити остиглий сплав окропом. Виходить розчинний хромат, який можна перетворити і в інші сполуки Cr (II) і Cr (VI), в тому числі і вихідний Дихромат амонію.

Приклади окислювально - відновлювальних переходів за участю хрому та його сполук

1. Cr 2 O 7 2- - Cr 2 O 3 - CrO 2 - - CrO 4 2 - Cr 2 O 7 2-

a) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O б) Cr 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaCrO 2 + H 2 O
в) 2NaCrO 2 + 3Br 2 + 8NaOH \u003d 6NaBr + 2Na 2 CrO 4 + 4H 2 O
г) 2Na 2 CrO 4 + 2HCl \u003d Na 2 Cr 2 O 7 + 2NaCl + H 2 O

2. Cr (OH) 2 - Cr (OH) 3 - CrCl 3 - Cr 2 O 7 2- - CrO 4 2

а) 2Cr (OH) 2 + 1 / 2O 2 + H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3
б) Cr (OH) 3 + 3HCl \u003d CrCl 3 + 3H 2 O
в) 2CrCl 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 O \u003d K 2 Cr 2 O 7 + 2Mn (OH) 2 + 6HCl
г) K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH \u003d 2K 2 CrO 4 + H 2 O

3. CrO - Cr (OH) 2 - Cr (OH) 3 - Cr (NO 3) 3 - Cr 2 O 3 - CrO - 2
Cr 2+

а) CrO + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2 O
б) CrO + H 2 O \u003d Cr (OH) 2
в) Cr (OH) 2 + 1 / 2O 2 + H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3
г) Cr (OH) 3 + 3HNO 3 \u003d Cr (NO 3) 3 + 3H 2 O
д) 4СR (NO 3) 3 \u003d 2Cr 2 O 3 + 12NO 2 + O 2
е) Cr 2 O 3 + 2 NaOH \u003d 2NaCrO 2 + H 2 O

Елемент хром в ролі художника

Хіміки досить часто зверталися до проблеми створення штучних пігментів для живопису. У XVIII-XIX ст була розроблена технологія отримання багатьох мальовничих матеріалів. Луї Нікола Воклен в 1797г., Який знайшов в сибірської червоною руді раніше невідомий елемент хром, приготував нову, чудово стійку фарбу - хромовую зелень. Хромофором її є водний оксид хрому (III). Під назвою «смарагдова зелена» її почали випускати в 1837 році. Пізніше Л.Вокелен запропонував кілька нових фарб: баритові, цинкову і хромові жовті. Згодом вони були витіснені більш стійкими жовтими, помаранчевими пігментами на основі кадмію.

Зелена хромова - найміцніша і світлостійка фарба, що не піддається впливу атмосферних газів. Розтерта на маслі хромова зелень має велику покриває силою і здатна до швидкого висихання, тому з XIX в. її широко застосовують в живописі. Величезне значення вона має в розпису фарфору. Справа в тому, що порцелянові вироби можуть декоруватися як подглазурной, так і надглазурной розписом. У першому випадку фарби наносять на поверхню лише злегка обпаленого вироби, яке потім покривають шаром глазурі. Далі слід основний, високотемпературний випал: для спікання порцелянової є і оплавлення глазурі вироби нагрівають до 1350 - 1450 0 С. Настільки високу температуру без хімічних змін витримують далеко не всі фарби, а в старовину таких взагалі було тільки дві - кобальтова і хромова. Чорний оксид кобальту, нанесений на поверхню фарфорового вироби, при випалюванні сплавляється з глазур'ю, хімічно взаємодіючи з нею. В результаті утворюються яскраво-сині силікати кобальту. Таку декарірованную кобальтом синю порцеляновий посуд все добре знають. Оксид хрому (III) не взаємодіє хімічно з компонентами глазурі і просто залягає між порцеляновими черепками і прозорою глазур'ю «глухим» шаром.

Крім хромової зелені художники застосовують фарби, отримані з волконскоіта. Цей мінерал з групи монтмориллонитов (глинистий мінерал підкласу складних силікатів Na (Mo, Al), Si 4 O 10 (OH) 2 був виявлений в 1830р. Російським мінералогом Кеммерером і названий на честь М.М Волконської - дочки героя битви при Бородіно генерала Н В.М.. Раєвського, дружини декабриста С.Г.Волконского. волконскоїт є глину, яка містить до 24% оксиду хрому, а так же оксиди аллюмінея і заліза (III). Мінливість складу мінералу, зустрічає на Уралі, в Пермської і Кіровської областях, обумовлює його різноманітне забарвлення - від кольору зимової потемніла ялиці до яскраво-зеленого кольору болотяної жаби.

Пабло Пікассо звертався до геологам нашої країни з проханням вивчити запаси волконскоіта, що дає фарбу неповторно свіжого тони. В даний час розроблений спосіб отримання штучного волконскоіта. Цікаво відзначити, що за даними сучасних досліджень, російські іконописці використовували фарби з цього матеріалу ще в середні століття, задовго до його «офіційного» відкриття. Відомою популярністю користувалася у художників і зелень Гинье (створена в 1837р.), Хромоформ якої є гідрат окису хрому Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, де частина води хімічно пов'язана, а частина адсорбувати. Цей пігмент надає фарбі смарагдовий відтінок.

сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.

Серед різноманіття хімічних елементів і їх з'єднань складно виділити найбільш корисне для людства речовина. Кожне унікальне за своїми властивостями і можливостям застосування. Технічний прогрес значно полегшує дослідний процес, а й ставить перед ним нові завдання. Хімічні елементи, відкриті кілька сотень років тому і вивчені у всіх проявах, отримують в сучасному світі більш технологічні напрямки використання. Дана тенденція поширюється на з'єднання, існуючі в природі і створені людьми.

оксид

У земній корі і на просторах Всесвіту існує безліч хімічних сполук, які відрізняються за класами, типами, характеристикам. Одним з найпоширеніших видів з'єднань є оксид (окис, окисел). До нього відносять пісок, воду, вуглекислий газ, т. Е. Основні речовини для існування людства і всієї біосфери Землі. Оксидами називають речовини, які мають в складі атоми кисню зі ступенем окислення -2, при цьому зв'язок між елементами є бінарної. Їх утворення відбувається в результаті хімічної реакції, умови якої різняться в залежності від складу оксиду.

Характерними ознаками даного речовини є три позиції: речовина складне, складається з двох атомів, один з них - кисень. Велика кількість існуючих оксидів пояснюється тим, що багато хімічні елементи утворюють кілька речовин. Вони ідентичні за складом, але атом, що вступає в реакцію з киснем, проявляє кілька ступенів валентності. Наприклад, оксид хрому (2, 3, 4, 6), азоту (1, 2, 3, 4, 5) і т. Д. При цьому їх властивості залежать від ступеня валентності елемента, який входить в окислювальну реакцію.

За прийнятою класифікацією оксиди бувають основними і кислотними. Також виділяється амфотерний вид, який проявляє властивості основного оксиду. Кислотні оксиди - це сполуки неметалів або елементів з високою валентністю, їх гідратами є кислоти. До основних окислам відносять всі речовини, які мають зв'язок кисень + метал, їх гідратами є підстави.

хром

У 18 столітті хімік І. Г. Леман виявив невідомий мінерал, який був названий червоним сибірським свинцем. Професор Паризької мінералогічної школи Вокелен провів ряд хімічних реакцій з отриманим зразком, в результаті яких було виділено невідомий метал. Основними властивостями, позначеними вченим, стали його стійкість до кислотних середовищ і тугоплавкость (жаропрочность). Назва "хром" (Chromium) виникло через широкої колірної гами, яка характеризується з'єднанням елемента. Метал досить інертний, в чистому вигляді не зустрічається в природних умовах.

Основними мінералами, що містять хром, є: хромит (FeCr 2 O 4), меланохроіт, вокеленіт, дітцеіт, тарапакаіт. Хімічний елемент Cr розташовується в 6 групі періодичної системи Д. І. Менделєєва, має атомний номер 24. Електронна конфігурація атома хрому дозволяє елементу мати валентність +2, +3, +6, при цьому найбільш стійкими є сполуки тривалентного металу. Можливі реакції, при яких ступінь окислення дорівнює +1, +5, +4. Хром хімічно не активний, поверхня металу покривається плівкою (ефект пассивирования), що запобігає реакції з киснем і водою при нормальних умовах. Оксид хрому, що утворюється на поверхні, оберігає метал від взаємодії з кислотами і галогенами при відсутності каталізаторів. З'єднання з простими речовинами (не метал) можливі при температурі від 300 ° С (хлор, бром, сірка).

При взаємодії зі складними речовинами потрібні додаткові умови, наприклад, з розчином лугу реакція не відбувається, з її расплавами процес відбувається дуже повільно. З кислотами хром вступає в реакцію при наявності в якості каталізатора високої температури. Оксид хрому можна отримати з різних мінералів шляхом впливу температури. Залежно від майбутньої ступеня окислення елемента застосовуються концентровані кислоти. При цьому валентність хрому в поєднанні варіюється від +2 до +6 (вищий оксид хрому).

застосування

За рахунок унікальних антикорозійних властивостей і жароміцних велике практичне значення мають сплави на основі хрому. При цьому в процентному співвідношенні його частка не повинна перевищувати половини загального обсягу. Великим недоліком хрому є його крихкість, що зменшує можливості обробки сплавів. Найбільш поширеним способом застосування металу є виготовлення покриттів (хромування). Захисна плівка може становити шар в 0,005 мм, але вона буде надійно охороняти металевий виріб від корозії і зовнішніх впливів. Сполуки хрому використовуються для виготовлення жароміцних конструкцій в металургійній промисловості (плавильні печі). Антикорозійні покриття декоративного напрямку (металокераміка), спеціальна легована сталь, електроди для зварювальних апаратів, сплави на основі кремнію, алюмінію є затребуваними на світових ринках. Оксид хрому за рахунок низької можливості окислення і високою жароміцних служить каталізатором багатьох хімічних реакцій, що протікають при високих температурах (1000 о С).

двовалентні з'єднання

Оксид хрому (2) CrO (закис) є порошком яскраво-червоного або чорного кольору. У воді не розчиняється, при нормальних умовах не окислюється, проявляє яскраво виражені основні властивості. Речовина тверде, тугоплавкое (1550 о С), не є токсичним. В процесі нагрівання до 100 ° С окислюється до Cr 2 O 3. У слабких розчинах азотної та сірчаної кислот не розчиняється, реакція відбувається з соляної кислотою.

Отримання, застосування

Дана речовина вважається нижчим оксидом. Має досить вузьку сферу застосування. У хімічній промисловості оксид хрому 2 використовується для очищення вуглеводнів від кисню, який він притягує в процесі окислення при температурі понад 100 оС Отримати закис двовалентного хрому можна трьома способами:

Розкладанням карбонила Cr (CO) 6 при наявності в якості каталізатора високої температури.
Відновлюючи за допомогою фосфорної кислоти оксид хрому 3.
Амальгама хрому окислюється киснем або азотною кислотою.

тривалентні сполуки

Для оксидів хрому ступінь окислення +3 є найстійкішою формою речовини. Cr 2 O 3 (хромова зелень, сесквіоксід, есколаід) в хімічному відношенні інертний, не розчиняється у воді, має високу температуру плавлення (більше 2000 о С). Оксид хрому 3 - зелений тугоплавкий порошок, дуже твердий, має амфотерні властивості. Речовина розчиняється в концентрованих кислотах, реакція з лугами відбувається в результаті сплаву. Може відновлюватися до чистого металу при взаємодії з сильним відновником.

Отримання і застосування

За рахунок високої твердості (порівнянної з корундом) найбільш поширене використання речовини в абразивних та полірування матеріалах. Оксид хрому (формула Cr 2 O 3) має зелений колір, тому його застосовують в якості пігменту при виготовленні стекол, фарб, кераміки. Для хімічної промисловості дана речовина використовується як каталізатор для протікання реакцій з органічними сполуками (синтез аміаку). Тривалентний оксид хрому застосовується для створення штучних дорогоцінних каменів і шпинелей. Для отримання використовується кілька видів хімічних реакцій:

Окислення закису хрому.
Нагрівання (прожарювання) біхромату або хромату амонію.
Розкладання гідроксиду тривалентного хрому або шестивалентного оксиду.
Прожарювання хромата або біхромату ртуті.

шестивалентного сполуки

Формула вищого оксиду хрому - CrO 3. Речовина фіолетового або темно-червоного кольору, може існувати у вигляді кристалів, голок, пластин. Хімічно активний, токсичний, при взаємодії з органічними сполуками існує небезпека самозаймання та вибуху. Оксид хрому 6 - хромовий ангідрид, трехокісь хрому - добре розчинний у воді, при нормальних умовах взаємодіє з повітрям (розпливається), температура плавлення - 196 о С. Речовина має яскраво виражені кислотні властивості. При хімічної реакції з водою утворюється дихромовая або хромова кислота, без додаткових каталізаторів взаємодіє з лугами (хромати жовтого кольору). Для галогенів (йод, сірка, фосфор) є сильним окислювачем. В результаті нагрівання понад 250 ° С утворюється вільний кисень і тривалентний оксид хрому.

Як отримують і де застосовують

Оксид хрому 6 отримують обробкою хроматов (бихроматов) натрію або калію концентрованої сірчаної кислотою або при реакції хромата срібла з соляної кислотою. Висока хімічна активність речовини обумовлює основні напрямки його застосування:

Отримання чистого металу - хрому.
В процесі хромування поверхонь, в тому числі електролітичним способом.
Окислення спиртів (органічних сполук) в хімічній промисловості.
У ракетній техніці використовується в якості воспламенителя палива.
У хімічних лабораторіях очищає посуд від органічних сполук.
Використовується в піротехнічною галузі.