В каком оксиде хрома преобладают кислотные свойства. Химические свойства

Хром и его соединения активно используются в промышленном производстве, в частности, в металлургии, химической и огнеупорной промышленности.

Хром Cr - химический элемент VI группы периодической системы Менделеева, атомный номер 24, атомная масса 51,996, радиус атома 0,0125, радиусы ионов Cr2+ - 0,0084; Cr3+ - 0,0064; Cr4+ - 6,0056.

Хром проявляет степени окисления +2, +3, +6, соответственно имеет валентности II, III, VI.

Хром представляет собой твердый, пластичный, довольно тяжелый, ковкий металл серо-стального цвета.

Кипит при 2469 0 С, плавится при 1878± 22 0 С. Обладает всеми характерными свойствами металлов - хорошо проводит тепло, почти не оказывает сопротивления электрическому току, имеет блеск, присущий большинству металлов. И в то же время, устойчив к коррозии на воздухе и в воде.

Примеси кислорода, азота и углерода, даже в самых малых количествах, резко изменяют физические свойства хрома, например, делая его очень хрупким. Но, к сожалению, получить хром без этих примесей очень трудно.

Структура кристаллической решетки - объемноцентрированная кубическая. Особенностью хрома является резкое изменение его физических свойств при температуре около 37°С.

6. Виды соединений хрома.

Оксид хрома (II) CrO (основной) - сильный восстановитель, чрезвычайно неустойчив в присутствии влаги и кислорода. Практического значения не имеет.

Оксид хрома (III) Cr2O3 (амфотерный) устойчив на воздухе и в растворах.

Cr2O3 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + H2O

Cr2O3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O

Образуется при нагревании некоторых соединений хрома (VI), например:

4CrO3 2Cr2O3 + 3О2

(NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O

4Cr + 3O2 2Cr2O3

Оксид хрома (III) используется для восстановления металлического хрома невысокой чистоты с помощью алюминия (алюминотермия) или кремния (силикотермия):

Cr2O3 +2Al = Al2O3 +2Cr

2Cr2O3 + 3Si = 3SiO3 + 4Cr

Оксид хрома (VI) CrO3 (кислотный) - темно малиновые игольчатые кристаллы.

Получают действием избытка концентрированной H2SO4 на насыщенный водный раствор бихромата калия:

K2Cr2O7 + 2H2SO4 = 2CrO3 + 2KHSO4 + H2O

Оксид хрома (VI) - сильный окислитель, одно из самых токсичных соединений хрома.

При растворении CrO3 в воде образуется хромовая кислота H2CrO4

CrO3 + H2O = H2CrO4

Кислотный оксид хрома, реагируя со щелочами, образует желтые хроматы CrO42

CrO3 + 2KOH = K2CrO4 + H2O

2.Гидроксиды

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами, растворяясь как в

кислотах (ведет себя как основание),так и в щелочах (ведет себя как кислота):

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O

Cr(OH)3 + KOH = K


При прокаливании гидроксида хрома (III) образуется оксид хрома (III) Cr2O3.

Нерастворим в воде.

2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O

3.Кислоты

Кислоты хрома, отвечающие его степени окисления +6 и различающиеся соотношением числа молекул CrO3 и H2O, существуют только в виде растворов. При растворении кислотного оксида CrO3, образуется монохромовая кислота (просто хромовая) H2CrO4.

CrO3 + H2O = H2CrO4

Подкисление раствора или увеличение в нем CrO3 приводит к кислотам общей формулы nCrO3 H2O

при n=2, 3, 4 это, соответственно, ди, три, тетрохромовые кислоты.

Самая сильная из них - дихромовая, то есть H2Cr2O7. Хромовые кислоты и их соли- сильные окислители и ядовиты.

Различают два вида солей: хромиты и хроматы.

Хромитами с общей формулой RCrO2 называются соли хромистой кислоты HCrO2.

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

Хромиты обладают различной окраской - от темно коричневой до совершенно черной и обычно встречаются в виде сплошных массивов. Хромит мягче многих других минералов, температура плавления хромита зависит от его состава 1545-1730 0 С.

Хромит имеет металлический блеск и почти нерастворим в кислотах.

Хроматы - соли хромовых кислот.

Соли монохромовой кислоты H2CrO4 называют монохроматами (хроматы) R2CrO4, соли дихромовой кислоты H2Cr2O7 дихроматы (бихроматы) - R2Cr2O7. Монохроматы обычно окрашены в желтый цвет. Они устойчивы только в щелочной среде, а при подкислении превращаются в оранжево-красные бихроматы:

2Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O

Хром образует три оксида: CrO, Cr 2 O 3 , CrO 3 .

Оксид хрома (II) CrO - пирофорный черный порошок. Обла­дает основными свойствами.

В окислительно-восстановительных реакциях ведет себя как восстановитель:

CrO получают разложением в вакууме карбонила хрома Cr(СО) 6 при 300°С.

Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 - тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств. Образуется при взаимодействии Cr и O 2 при высокой температуре. В лаборатории оксид хрома (III) можно получить нагреванием дихромата аммония:

(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 =Cr +3 2 O 3 +N 0 2 ­+4Н 2 О

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Cr 2 O 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +3Н 2 О

При взаимодействии с щелочами в расплаве образуются со­единения хрома (III) - хромиты (в отсутствие кислорода): Cr 2 O 3 +2NaOH=2NaCrO 2 +Н 2 О

В воде оксид хрома (III) нерастворим.

В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III) ведет себя как восстановитель:

Оксид хрома (VI) CrO 3 - хромовый ангидрид, представляет собой темно-красные игольчатые кристаллы. При нагревании около 200°С разлагается:

4CrO 3 =2Cr 2 O 3 +3O 2 ­

Легко растворяется в воде, имея кислотный характер, образу­ет хромовые кислоты. С избытком воды образуется хромовая кис­лота H 2 CrO 4:

CrO 3 +Н 2 O=Н 2 CrO 4

При большой концентрации CrO 3 образуется дихромовая кис­лота Н 2 Cr 2 О 7:

2CrO 3 +Н 2 О=Н 2 Cr 2 О 7

которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:

Н 2 Cr 2 О 7 +Н 2 О=2Н 2 CrO 4

Хромовые кислоты существуют только в водном растворе, ни одна из этих кислот в свободном состоянии не выделена. Однако соли их весьма устойчивы.

Оксид хрома (VI) является сильным окислителем:

3S+4CrO 3 =3SO 2 ­+2Cr 2 O 3

Окисляет иод, серу, фосфор, уголь, превращаясь в Cr 2 O 3 . Получают CrO 3 действием избытка концентрированной сер­ной кислоты на насыщенный водный раствор дихромата натрия: Na 2 Cr 2 O 7 +2H 2 SO 4 =2CrO 3 +2NaHSO 4 +H 2 O Следует отметить сильную токсичность оксида хрома (VI).

Несколько химических соединений, состоящих из двух простых элементов — Cr и O, — относятся к классу неорганических соединений — оксидов. Их общее название — оксид хрома, далее в скобках принято римскими цифрами указывать валентность металла. Другие их названия и химические формулы:

  • хром (II) оксид — закись хрома, CrO;
  • хром (III) оксид — хромовая зелень, сесквиоксид хрома, Cr2O3;
  • хром (IV) оксид — окись хрома, CrO2;
  • хром (VI) оксид — хромовый ангидрид, трехокись хрома, CrO3.

Соединение, в котором металл шестивалентен, и есть высший оксид хрома. Это твердое вещество без запаха, по внешнему виду представляющее собой (на воздухе они расплываются из-за сильной гигроскопичности). Молярная масса — 99,99 г/моль. Плотность при 20 °С равняется 2,70 г/см³. Температура плавления — 197 °С, кипения — 251 °С. При 0 °С в воде растворяется 61,7 г/100, при 25 °С — 63 г/100 мл, при 100 °С — 67,45 г/100 мл. Окисел также растворяется в серной кислоте (это хромовая смесь, которую используют в лабораторной практике для мытья химической посуды) и этиловом спирте, этиловом эфире, уксусной кислоте, ацетоне. При 450 °С разлагается до Cr2O3.

Хром (VI) оксид применяется в процессе электролиза (для получения чистого хрома), для хроматирования оцинкованных изделий, в электролитическом хромировании, как сильный окислитель (для производства индиго и изатина). хрома используется для обнаружения алкоголя в выдыхаемом воздухе. Взаимодействие протекает по схеме: 4CrO3 + 6H2SO4 + 3C2H5OH → 2Cr2(SO4)3 + 3CH3COOH +9H2O. На наличие алкоголя указывает изменение окраски раствора (приобретает зеленый цвет).

Хром (VI) оксид, как и все соединения шестивалентного Cr, является сильным ядом (летальная доза — 0,1 г). Из-за своей высокой активности CrO3 вызывает возгорание (со взрывами) при соприкосновении с ними. Несмотря на малую летучесть, высший оксид хрома опасен при вдыхании, так как вызывает рак легких. При контакте с кожей (даже при скором его удалении) вызывает раздражения, дерматиты, экземы, провоцирует развитие рака.

Окисел с четырехвалентным хромом CrO2 по внешнему виду представляет собой твердое вещество в виде черных тетраэдрических ферромагнитных кристаллов. Оксид хрома 4 имеет молярную массу 83,9949 г/моль, плотность 4,89 г/см³. Вещество плавится, одновременно разлагаясь, при температуре 375 °С. В воде не растворяется. Используется в носителях магнитной записи в качестве рабочего вещества. С ростом популярности компакт-дисков и DVD-дисков использование хрома (IV) оксида снизилось. Был впервые синтезирован в 1956 году химиком из компании EI DuPont Норман Л. Коксом путем разложения триоксида хрома в присутствии воды при температуре 640 °С и давлении 200 МПа. По лицензии DuPont выпускается компаниями Sony в Японии и BASF в Германии.

Оксид хрома 3 Cr2O3 представляет собой твердое мелкокристаллическое вещество от светло- до темно-зеленого цвета. Молярная масса равняется 151,99 г/моль. Плотность — 5,22 г/см³. Температура плавления — 2435 °С, кипения — 4000 °С. Показатель преломления чистого вещества — 2,551. Этот окисел не растворяется в воде, в спирте, ацетоне, кислоте. Поскольку его плотность приближается к плотности корунда, его вводят в составы полирующих средств (например, пасты ГОИ). Это один из хрома, который используется в качестве пигмента. Впервые по секретной технологии он был получен в 1838 году в виде прозрачной гидратированной формы. В природе встречается в виде хромистого железняка FeO.Cr2O3.

Окисел двухвалентного хрома — твердое вещество черного или красного цвета с температурой плавления 1550 °С. Плавится с разложением. Молярная масса — 67,996 г/моль. Оксид хрома (II) красного цвета не пирофорен, а это же вещество черного цвета является пирофорным. Порошок самовоспламеняется на воздухе, поэтому его можно хранить только под слоем в воды, так как с ней он не взаимодействует. Черную закись хрома получить в чистом виде очень сложно.

Для оксидов хрома с низшей валентностью характерны основные свойства, а для окисла с высшей валентностью — кислотные.

«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.