Какие свойства проявляет хром в 3 степени
Элемент хром расположен в четвертом периоде и побочной подгруппе VI группы Периодической системы. Атом хрома имеет электронную конфигурацию $1s^22s^22p^63s^23p^63d^54s^1$. Обратите внимание на провал электрона: подобно другим элементам шестой группы в соединениях хром проявляет максимальную степень окисления +6, однако наиболее устойчив в более низкой степени окисления +3.
Элемент хром был обнаружен в природном минерале в конце XVIII века. Тогда же были получены его соли, яркая и разнообразная окраска которых и объясняет данное элементу название – оно происходит от греческого слова “chroma” – цвет, краска.
Нахождение в природе и получение
В природе встречается преимущественно в виде двойного оксида – хромистого железняка $FeCr_2O_4$, переработкой которого и получают металл. Восстановление хромистого железняка углем в электрических дуговых печах приводит к феррохрому – сплаву железа и хрома:
$FeCr_2O_4 + 4C xrightarrow[]{t, ^circ C} Fe + 2Cr + 4CO$
Содержание хрома в нем может достигать 70%. Феррохром используют для производства хромированной стали. Металл не содержащий железа получают восстановлением оксида алюминием:
$Cr_2O_3 + 2Al xrightarrow[]{t, ^circ C} Al_2O_3 + 2Cr$
Метод алюмотермии был разработан в конце XIX века как раз для производства хрома. Наиболее чистый хром получают электролизом растворов.
Физические свойства
В свободном виде хром – довольно тяжелый серебристо-белый тугоплавкий (т. пл. $1875^0C$, т. кип. $2680^0C$) металл, обладающий высокой твердостью – он царапает стекло. Чистый хром пластичен, однако даже незначительные примеси кислорода, азота и углерода делают его хрупким. Такой металл при ударе молотком легко раскалывается. Значительное влияние даже ничтожного количества примесей на физические свойства характерно и для большинства других переходных металлов.
Химические свойства хрома
При комнатной температуре хром малоактивен. В отличие от железа он не окисляется и не тускнеет даже при хранении на влажном воздухе и в воде. С этим качеством хрома связано его использование в борьбе с коррозией железа. Металлический хром используют в виде хромированного покрытия или добавляют при производстве нержавеющей стали. Лишь раскаленный до высокой температуры хром сгорает в кислороде с образованием темно-зеленого порошка оксида хрома(III):
$4Cr + 3O_2 = 2Cr_2O_3$
. Выше 600°C хром реагирует с хлором и бромом, также давая соединения хрома(III).
Хотя в ряду напряжений хром расположен левее водорода, он не окисляется даже на влажном воздухе благодаря образованию на поверхности тонкой прозрачной пленки оксида. В разбавленных кислотах хром растворяется, образуя красивые ярко-синие растворы солей хрома(II), устойчивые лишь в отсутствие кислорода воздуха:
$Cr + 2HCl = CrCl_2 + H_2$
В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):
$4Cr + 12HCl + 3O_2 = 4CrCl_3 + 6H_2O$
При комнатной температуре хром не реагирует с концентрированными растворами кислот-окислителей – серной и азотной. При нагревании с этими кислотами образуются соли хрома(III):
$2Cr + 6H2SO_{4textrm{(конц.)}} xrightarrow[]{t, ^circ C} Cr_2(SO_4)_3 + underline{3SO_2uparrow} + 6H_2O$
$Cr + 6HNO_{3textrm{(конц.)}} xrightarrow[]{t, ^circ C} Cr(NO_3)_3 + underline{3NO_2uparrow} + 3H_2O$
Подобно многим другим переходным металлам хром образует несколько рядов соединений, отвечающих различным степеням окисления.
СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА(II)
Ярко-синие растворы солей хрома(II), образующиеся при растворении металла с разбавленных кислотах в атмосфере азота, на воздухе мгновенно окисляются до хрома(III), что сопровождается изменением окраски на серо-фиолетовую или зеленую:
$4CrCl_2 + O_2 + 4HCl = 4CrCl_3 + 2H_2O$
Cr2+ – e– -> Cr3+ |1 4| окисление, $CrCl_2$– восстановитель за счет Cr2+
O20 + 4e– -> 2O2– |4 1| восстановление, O20 – окислитель
$4Cr^{2+} + O_2^0 = 4Cr^{3+} + 2O^{2–}$
Это свидетельствует о том, что хром в степени окисления +2 является сильным восстановителем.
При действии на соли хрома(II) растворами щелочей выпадает желтый осадок гидроксида, не реагирующий с избытком щелочи, то есть проявляющий основные свойства:
$CrCl_2 + 2NaOH = Cr(OH)_2downarrow+ 2NaCl$
Соответствующий ему оксид CrO также является основным.
Соединения хрома(III)
Одно из важнейших соединений хрома(III) – оксид $Cr_2O_3$ – представляет собой темно-зеленый порошок, нерастворимый в воде. В природе он встречается в виде минерала хромовой охры. На основе этого вещества изготавливают полировальные пасты.
Оксид и гидроксид хрома(III) реагируют как с кислотами, так и с щелочами, что доказывает их амфотерность. При растворении гидроксида хрома в кислотах образуются соли хрома(III) окрашенные в темно-зеленый или в фиолетовый цвет:
$2Cr(OH)_3 + 3H_2SO_4 = Cr_2(SO_4)_3 + 6H_2O$
Из фиолетового раствора, полученного добавлением к раствору сульфата хрома(III) сульфата калия на холоду кристаллизуются темно-фиолетовые октаэдрические кристаллы хромокалиевых квасцов $KCr(SO_4)_2cdot12H_2O$ – двойного сульфата хрома-калия. Раньше их использовали для выделки кож. При действии на раствор хромокалиевых квасцов ортофосфата аммония выпадает зеленый осадок фосфата хрома(III) $CrPO_4$. Соли хрома(III) и слабых кислот – сероводородной, угольной, сернистой, кремниевой – не удается осадить из водных растворов вследствие полного необратимого гидролиза. Если к зеленому раствору хлорида хрома(III) прибавить раствор сульфида натрия наблюдается выделение сероводорода и выпадение серо-зеленого осадка гидроксида:
$2CrCl_3 + 3Na_2S + 6H_2O = 2Cr(OH)_3downarrow + 6NaCl + 3H_2Suparrow$
При растворении гидроксида хрома(III) в щелочах образуются изумрудно-зеленые растворы хромитов:
$Cr(OH)_3 + 3KOH _{textrm{(водн.)}} = K_3[Cr(OH)_6]$
Сплавлением оксида хрома(III) с щелочами или карбонатами щелочных металлов получают хромиты другого состава, например, $NaCrO_2$:
$Cr_2O_3 + 2NaOH xrightarrow[]{t, ^circ C} 2NaCrO_2 + H_2O$
$Cr_2O_3 + Na_2CO_3 xrightarrow[]{t, ^circ C} 2NaCrO_2 + CO_2$
При действии кислот хромиты разрушаются:
при недостатке кислоты превращаясь в гидроксид хрома(III) $NaCrO_2 + HCl + H_2O = Cr(OH)_3downarrow + NaCl$
в избытке кислоты образуя соли $NaCrO_2 + 4HCl = CrCl_3 + NaCl + 2H_2O$
Степень окисления +3 для хрома наиболее устойчива, поэтому соединения хрома(III) могут быть восстановлены до хрома(II) лишь под действием сильных восстановителей:
$2CrCl_3 + Zn = 2CrCl_2 + ZnCl2$
Сильные окислители, например, пероксид водорода или бром в щелочной среде переводят соединения хрома(III) в соединения хрома(VI):
$2Cr(OH)_3 + 3Br_2 + 10NaOH = 2Na_2CrO_4 + 6NaBr + 8H_2O$
О протекании реакции свидетельствует появление желтого окрашивания раствора. Хроматы – это соли хромовой кислоты $H_2CrO_4$, известной лишь в разбавленных водных растворах.
СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА(VI)
Хромат-ионы $CrO_4^{2-}$ устойчивы лишь в щелочной среде, а при подкислении переходят в оранжевые бихроматы, соли двухромовой кислоты $H_2Cr_2O_7$:
$2CrO_4^{2-}+ 2H^+ leftrightarrow Cr_2O_7^{2–} + H_2O$
Реакция обратима, поэтому при добавлении щелочи желтая окраска хромата восстанавливается:
$Cr_2O_7^{2–} + 2OH^- leftrightarrow 2CrO_4^{2-}+ H_2O$
$textrm{оранжевый} Leftrightarrow textrm{желтый}$
$Cr_2O_7^{2–} xrightarrow [OH^-]{H^+}CrO_4^{2-}$
$textrm{дихромат} Leftrightarrow textrm{хромат}$
Добавление к раствору бихромата калия $K_2Cr_2O_7$ концентрированной серной кислоты приводит к выделению ярко-красного осадка хромового ангидрида $CrO_3$:
$Na_2Cr_2O_7 + 2H_2SO_{4textrm{(конц.)}}= 2NaHSO_4 + 2CrO_3 + H_2O$
Оксид хрома(VI) является кислотным оксидом: с водой образует соответствующие кислоты:
$CrO_3 + H_2O = H_2CrO_4$
$2CrO_3 + H_2O = H_2Cr_2O_7$
Как типичный кислотный оксид $CrO_3$ реагирует с щелочами и основными оксидами с образованием хроматов:
$CrO_3 + BaO = BaCrO_4$
$CrO_3 + 2NaOH = Na_2CrO_4 + H_2O$
Соединения хрома(VI) – сильные окислители. Хромовый ангидрид воспламеняет этиловый спирт, легко окисляет многие органические вещества. Раствор бихромата калия в крепкой серной кислоте называют хромовой смесью. Ее часто применяют в химических лабораториях для мытья посуды. Благодаря входящему в ее состав бихромату хромовая смесь проявляет сильные окислительные свойства. Убедимся в этом на опыте. Пропустим через хромовую смесь сероводород. Оранжевая окраска раствора быстро сменяется на темно-зеленую, наблюдается выпадение осадка серы:
$3H_2S + K_2Cr_2O_7 + 4H2SO4 = 3S + Cr_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + 7H_2O$
Бихроматы проявляют окислительные свойства не только в растворах, но и в твердом виде. Так, при спекании с серой или углем они восстанавливаются:
$Na_2Cr_2O_7 + S xrightarrow[]{t, ^circ C}Na_2SO_4 + Cr_2O_3$
Эти реакции используют для получения оксида хрома(III).
Хроматы и бихроматы некоторых металлов используют в качестве желтых, красных и оранжевых пигментов.
Генетический ряд хрома
Изучение химии соединений хрома в различных степенях окисления позволяет проследить закономерности изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в ряду Cr(II) – Cr(III) – Cr(VI).
Запомнить! Оксид и гидроксид хрома(II) обладают основными свойствами, соединения хрома (III) амфотерны, а хрома(VI) – кислотные.
Соединения хрома(II) – типичные восстановители, а соединения хрома в высшей степени окисления – типичные окислители. Для соединений хрома(III) характерны и окислительные, и восстановительные свойства.
| Cr(II) | Cr(III) | Cr(VI) |
|---|---|---|
| CrO | $Cr_2O_3$ | $CrO_3$ |
| $ Cr(OH)_2$ | $Cr(OH)_3$ | $ H_2CrO_4, H_2Cr_2O_7$ |
Соли – с кислотами $Cr^{2+}$ | Соли – с кислотами $Cr^{3+}$ Гидроксокомплексы: $[Cr(OH)_6]^{3-}$ | Хроматы $Na_2CrO_4$ Дихроматы $K_2Cr_2O_7$ |
| основный характер | амфотерный характер | кислотный характер |
| типичные восстановители | могут проявлять и окислительные и восстановительные свойства | типичные окислители |
$xrightarrow[]{textrm{кислотные свойства возрастают}}$ | ||
$xleftarrow[]{textrm{ восстановительные свойства возрастают}}$ | ||
Восстановительные свойства хрома(II) ярче всего проявляются в кислой среде, а окислительные свойства хрома(VI) – в щелочной.
Все соединения хрома, особенно в высшей степени окисления, ядовиты!
Источник
Запрос «Cr» перенаправляется сюда; см. также другие значения.
| Хром | ||||
|---|---|---|---|---|
| ← Ванадий | Марганец → | ||||
| ||||
| Твёрдый металл голубовато-белого цвета | ||||
| Название, символ, номер | Хром / Chromium (Cr), 24 | |||
| Атомная масса (молярная масса) | 51,9961(6)[1] а. е. м. (г/моль) | |||
| Электронная конфигурация | [Ar] 3d5 4s1 | |||
| Радиус атома | 130 пм | |||
| Ковалентный радиус | 118 пм | |||
| Радиус иона | (+6e)52 (+3e)63 пм | |||
| Электроотрицательность | 1,66 (шкала Полинга) | |||
| Электродный потенциал | −0,74 | |||
| Степени окисления | 6, 3, 2, 0 | |||
| Энергия ионизации (первый электрон) | 652,4 (6,76) кДж/моль (эВ) | |||
| Плотность (при н. у.) | 7,19 г/см³ | |||
| Температура плавления | 2130 K (1856,9 °C) | |||
| Температура кипения | 2945 K (2671,9 °C) | |||
| Уд. теплота плавления | 21 кДж/моль | |||
| Уд. теплота испарения | 342 кДж/моль | |||
| Молярная теплоёмкость | 23,3[2] Дж/(K·моль) | |||
| Молярный объём | 7,23 см³/моль | |||
| Структура решётки | кубическая объёмноцентрированая | |||
| Параметры решётки | 2,885 Å | |||
| Температура Дебая | 460 K | |||
| Теплопроводность | (300 K) 93,9 Вт/(м·К) | |||
| Номер CAS | 7440-47-3 | |||
Хром — элемент 6-й группы (по устаревшей классификации — побочной подгруппы 6-й группы) 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром — твёрдый металл голубовато-белого цвета. Хром иногда относят к чёрным металлам.
История[править | править код]
Происхождение названия[править | править код]
Название элемент получил от греч. χρῶμα — цвет, краска — из-за разнообразия окраски своих соединений.
История[править | править код]
Открыт во Франции в 1797 году химиком Л. Н. Вокленом, который выделил новый тугоплавкий металл с примесью карбидов. Он прокалил зелёный оксид хрома Cr2O3 с углём, а сам оксид получил разложением «Сибирского красного свинца» — минерала крокоита PbCrO4, добытого на Среднем Урале, в Березовском золоторудном месторождении, и впервые упомянутого в труде М. В. Ломоносова «Первые основания металлургии» (1763 год), как красная свинцовая руда.
Современный способ получения чистого хрома (с 1894 г.) отличается от способа Воклена только видом восстановителя. Процесс электролитического покрытия железа хромом разработан в 20-х годах ХХ в.
Нахождение в природе[править | править код]
Хром является довольно распространённым элементом в земной коре (0,03 % по массе)[3]. Основные соединения хрома — хромистый железняк (хромит) FeO·Cr2O3. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO4.
Месторождения[править | править код]
Самые большие месторождения хрома находятся в ЮАР (1-е место в мире), Казахстане, России, Зимбабве, Мадагаскаре.
Также есть месторождения на территории Турции, Индии, Армении[4], Бразилии, на Филиппинах[5].
Главные месторождения хромовых руд в РФ известны на Урале (Донские и Сарановское).
Разведанные запасы в Казахстане составляют свыше 350 миллионов тонн (2-е место в мире)[5].
Геохимия и минералогия[править | править код]
Среднее содержание хрома в различных изверженных породах резко непостоянно. В ультраосновных породах (перидотитах) оно достигает 2 кг/т, в основных породах (базальтах и др.) — 200 г/т, а в гранитах десятки г/т. Кларк хрома в земной коре 83 г/т. Он является типичным литофильным элементом и почти весь заключён в минералах типа хромшпинелидов. Хром вместе с железом, титаном, никелем, ванадием и марганцем составляют одно геохимическое семейство.
Различают три основных минерала хрома: магнохромит (Mg, Fe)Cr2O4, хромпикотит (Mg, Fe)(Cr, Al)2O4 и алюмохромит (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4. По внешнему виду они неразличимы, и их неточно называют «хромиты». Состав их изменчив:
- Cr2O3 18—62 %,
- FeO 1—18 %,
- MgO 5—16 %,
- Al2O3 0,2 — 0,4 (до 33 %),
- Fe2O3 2 — 30 %,
- примеси TiO2 до 2 %,
- V2O5 до 0,2 %,
- ZnO до 5 %,
- MnO до 1 %; присутствуют также Co, Ni и др.
Собственно, хромит, то есть FeCr2O4 сравнительно редок. Помимо различных хромитов, хром входит в состав ряда других минералов — хромовой слюды (фуксита), хромового хлорита, хромвезувиана, хромдиопсида, хромтурмалина, хромового граната (уваровита) и др., которые нередко сопровождают руды, но сами промышленного значения не имеют. В экзогенных условиях хром, как и железо, мигрирует в виде взвесей и может накапливаться в глинах. Наиболее подвижной формой являются хроматы.
Получение[править | править код]
Хром встречается в природе в основном в виде хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромит железа). Из него получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом):
Феррохром применяют для производства легированных сталей.
Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:
1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе:
2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа;
3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат;
4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата натрия углём:
5) с помощью алюминотермии получают металлический хром:
6) с помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты. При этом на катодах совершаются в основном 3 процесса:
- восстановление шестивалентного хрома до трёхвалентного с переходом его в раствор;
- разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода;
- разряд ионов, содержащих шестивалентный хром, с осаждением металлического хрома;
Физические свойства[править | править код]
В свободном виде — голубовато-белый металл с кубической объёмноцентрированной решёткой, a = 0,28845 нм. Ниже температуры 38 °C является антиферромагнетиком, выше переходит в парамагнитное состояние (точка Нееля).
Хром имеет твёрдость по шкале Мооса 8.5[6], один из самых твёрдых чистых металлов. Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке.
Изотопы[править | править код]
Известны изотопы хрома с массовыми числами от 42 до 67 (количество протонов 24, нейтронов от 18 до 43) и 2 ядерных изомера.
Природный хром состоит из четырёх стабильных изотопов (50Cr (изотопная распространённость 4,345 %), 52Cr (83.789 %), 53Cr (9.501 %), 54Cr (2.365 %)).
Среди искусственных изотопов самый долгоживущий 51Cr (период полураспада 27 суток). Период полураспада остальных не превышает одних суток.
Химические свойства[править | править код]
Характерные степени окисления[править | править код]
Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6 (см. табл.). Практически все соединения хрома окрашены[7].
| Степень окисления | Оксид | Гидроксид | Характер | Преобладающие формы в растворах | Примечания |
|---|---|---|---|---|---|
| +2 | CrO (чёрный) | Cr(OH)2 (жёлтый) | Основный | Cr2+ (соли голубого цвета) | Очень сильный восстановитель |
| +3 | Cr2O3 (зелёный) | Cr(OH)3 (серо-зелёный) | Амфотерный | Cr3+ (зелёные или лиловые соли) [Cr(OH)4]− (зелёный) | |
| +4 | CrO2 | не существует | Несолеобразующий | — | Встречается редко, малохарактерна |
| +6 | CrO3 (красный) | H2CrO4 H2Cr2O7 | Кислотный | CrO42− (хроматы, жёлтые) Cr2O72− (дихроматы, оранжевые) | Переход зависит от рН среды. Сильнейший окислитель, гигроскопичен, очень ядовит. |
Простое вещество[править | править код]
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) Cr2O3, обладающего амфотерными свойствами.
Синтезированы соединения хрома с бором (бориды Cr2B, CrB, Cr3B4, CrB2, CrB4 и Cr5B3), с углеродом (карбиды Cr23C6, Cr7C3 и Cr3C2), c кремнием (силициды Cr3Si, Cr5Si3 и CrSi) и азотом (нитриды CrN и Cr2N).
Соединения Cr(+2)[править | править код]
Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr2+ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr3+ или дихроматов цинком в кислой среде («водородом в момент выделения»):
Все эти соли Cr2+ — сильные восстановители вплоть до того, что при стоянии вытесняют водород из воды[8]. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr2+ окисляется, в результате чего голубой раствор быстро зеленеет.
Коричневый или жёлтый гидроксид Cr(OH)2 осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II).
Синтезированы дигалогениды хрома CrF2, CrCl2, CrBr2 и CrI2
Соединения Cr(+3)[править | править код]
Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr2O3 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 (в водных растворах ион Cr3+ существует в виде аквакомплексов [Cr(H2O)6]3+) до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы).
Cr3+ склонен к образованию двойных сульфатов вида MICr(SO4)2·12H2O (квасцов)
Гидроксид хрома (III) получают, действуя аммиаком на растворы солей хрома (III):
Можно использовать растворы щелочей, но в их избытке образуется растворимый гидроксокомплекс:
Сплавляя Cr2O3 со щелочами, получают хромиты:
Непрокаленный оксид хрома(III) растворяется в щелочных растворах и в кислотах:
При окислении соединений хрома(III) в щелочной среде образуются соединения хрома(VI):
То же самое происходит при сплавлении оксида хрома (III) со щёлочью и окислителями, или со щёлочью на воздухе (расплав при этом приобретает жёлтую окраску):
Соединения хрома (+4)[править | править код]
При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO3 в гидротермальных условиях получают оксид хрома(IV) CrO2, который является ферромагнетиком и обладает металлической проводимостью.
Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF4, тетрахлорид хрома CrCl4 существует только в парах.
Соединения хрома (+6)[править | править код]
Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид хрома (VI) CrO3 и целый ряд кислот, между которыми существует равновесие. Простейшие из них — хромовая H2CrO4 и двухромовая H2Cr2O7. Они образуют два ряда солей: жёлтые хроматы и оранжевые дихроматы соответственно.
Оксид хрома (VI) CrO3 образуется при взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H2CrO4, дихромовую H2Cr2O7 и другие изополикислоты с общей формулой H2CrnO3n+1. Увеличение степени полимеризации происходит с уменьшением рН, то есть увеличением кислотности:
Но если к оранжевому раствору K2Cr2O7 прилить раствор щёлочи, как окраска вновь переходит в жёлтую, так как снова образуется хромат K2CrO4:
До высокой степени полимеризации, как это происходит у вольфрама и молибдена, не доходит, так как полихромовая кислота распадается на оксид хрома(VI) и воду:
Растворимость хроматов примерно соответствует растворимости сульфатов. В частности, жёлтый хромат бария BaCrO4 выпадает при добавлении солей бария как к растворам хроматов, так и к растворам дихроматов:
Образование кроваво-красного малорастворимого хромата серебра используют для обнаружения серебра в сплавах при помощи пробирной кислоты.
Известны пентафторид хрома CrF5 и малоустойчивый гексафторид хрома CrF6. Также получены летучие оксигалогениды хрома CrO2F2 и CrO2Cl2 (хромилхлорид).
Соединения хрома(VI) — сильные окислители, например:
Добавление к дихроматам перекиси водорода, серной кислоты и органического растворителя (эфира) приводит к образованию синего монопероксида хрома(VI) CrO5 (CrO(O2)2), который экстрагируется в органический слой; данная реакция используется как аналитическая.
Применение[править | править код]
Хром — важный компонент во многих легированных сталях (в частности, нержавеющих), а также и в ряде других сплавов. Добавка хрома существенно повышает твёрдость и коррозийную стойкость сплавов.
Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование).
Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.
Биологическая роль и физиологическое действие[править | править код]
Хром — один из биогенных элементов, постоянно входит в состав тканей растений и животных. У животных хром участвует в обмене липидов, белков (входит в состав фермента трипсина), углеводов. Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.
В чистом виде хром довольно токсичен[9], металлическая пыль хрома раздражает ткани лёгких. Соединения хрома(III) вызывают дерматиты.
Соединения хрома в степени окисления +6 особо токсичны. Практически вся хромовая руда обрабатывается через преобразование в дихромат натрия. В 1985 году было произведено примерно 136 000 тонн шестивалентного хрома[10]. Другими источниками шестивалентного хрома являются триоксид хрома и различные соли — хроматы и дихроматы. Шестивалентный хром используется при производстве нержавеющих сталей, текстильных красок, консервантов для дерева, при хромировании и пр.
Шестивалентный хром является признанным канцерогеном при вдыхании[11]. На многих рабочих местах сотрудники подвержены воздействию шестивалентного хрома, например, при гальваническом хромировании или сварке нержавеющих сталей[11]. В Европейском союзе использование шестивалентного хрома существенно ограничено директивой RoHS.
Шестивалентный хром транспортируется в клетки человеческого организма с помощью сульфатного транспортного механизма благодаря своей близости к сульфатам по структуре и заряду. Трёхвалентный хром, более часто встречающийся, не транспортируется в клетки.
Внутри клетки Cr(VI) восстанавливается до метастабильного пятивалентного хрома (Cr(V)), затем до трёхвалентного хрома (Cr(III)). Трёхвалентный хром, присоединяясь к протеинам, создаёт гаптены, которые включают иммунную реакцию. После их появления чувствительность к хрому не пропадает. В этом случае даже контакт с текстильными изделиями, окрашенными хромсодержащими красками или с кожей, обработанной хромом, может вызвать раздражение кожи. Витамин C и другие агенты реагируют с хроматами и образуют Cr(III) внутри клетки[12].
Продукты шестивалентного хрома являются генотоксичными канцерогенами. Хроническое вдыхание соединений шестивалентного хрома увеличивает риск заболеваний носоглотки, риск рака лёгких. (Лёгкие особенно уязвимы из-за большого количества мелких капилляров). Видимо, механизм генотоксичности запускается пяти- и трёхвалентным хромом.
В США предельно допустимая концентрация шестивалентного хрома в воздухе составляет 5 мкг/м³ (0,005 мг/м³)[13][14].
В России предельно допустимая концентрация хрома (VI) существенно ниже — 1,5 мкг/м³ (0,0015 мг/м³)[15].
Одним из общепризнанных методов избежания шестивалентного хрома является переход от технологий гальванического хромирования к газотермическому и вакуумному напылению.
Основанный на реальных событиях фильм «Эрин Брокович» режиссёра Стивена Содерберга рассказывает о крупном судебном процессе, связанном с загрязнением окружающей среды шестивалентным хромом, в результате которого у многих людей развились серьёзные заболевания[16].
См. также[править | править код]
- Хромтау
Примечания[править | править код]
- ↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. — Vol. 85, no. 5. — P. 1047—1078. — doi:10.1351/PAC-REP-13-03-02.
- ↑ Редкол.:Зефиров Н. С. (гл. ред.). Химическая энциклопедия: в 5 т. — Москва: Большая Российская энциклопедия, 1999. — Т. 5. — С. 308.
- ↑ 1. Дроздов А. А. и др. Неорганическая химия: В 3 т./Под ред. ЮД Третьякова. T. 2: Химия переходных металлов. — 2004.
2. Greenwood N. N., Earnshaw A. Chemistry of the Elements. — 1984.
- ↑ статья «Минеральные ресурсы». Энциклопедия «Кругосвет». Архивировано 21 августа 2011 года.
- ↑ 1 2 ХРОМ | Онлайн Энциклопедия Кругосвет.
- ↑ Поваренных А. С. Твердость минералов. — АН УССР, 1963. — С. 197—208. — 304 с.
- ↑ Реми Г. Курс неорганической химии. Т. 2. М., Мир, 1966. С. 142—180.
- ↑ Некрасов Б. В. Курс общей химии. М:, ГНХТИ, 1952, С. 334
- ↑ Хром // Большая медицинская энциклопедия : в 30 т. / гл. ред.Б.В. Петровский. — 3 изд. — Москва : Советская энциклопедия, 1986. — Т. 27. Хлоракон – Экономика здравоохранения. — 576 с. — 150 000 экз.
- ↑ Gerd Anger, Jost Halstenberg, Klaus Hochgeschwender, Christoph Scherhag, Ulrich Korallus, Herbert Knopf, Peter Schmidt, Manfred Ohlinger, «Chromium Compounds» in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim, 2005.
- ↑ 1 2 International Agency for Research on Cancer. Volume 49: Chromium, Nickel, and Welding. — Lyon: International Agency for Research on Cancer, 1999. — ISBN 92-832-1249-5.. — «There is sufficient evidence in humans for the carcinogenicity of chromium[VI] compounds as encountered in the chromate production, chromate pigment production and chromium plating industries.». Архивная копия от 24 декабря 2008 на Wayback Machine
- ↑ Salnikow, K. and Zhitkovich, A., «Genetic and Epigenetic Mechanisms in Metal Carcinogenesis and Cocarcinogenesis: Nickel, Arsenic, and Chromium», Chem. Res. Toxicol., 2008, 21, 28-44. doi:10.1021/tx700198a
- ↑ OSHA: Small Entity Compliance Guide for the Hexavalent Chromium Standards
- ↑ David Blowes. Tracking Hexavalent Cr in Groundwater (англ.) // Science. — 2002. — Vol. 295. — P. 2024—2025. — doi:10.1126/science.1070031. — PMID 11896259.
- ↑ ПДК воздуха населённых мест
- ↑ Официальный сайт Эрин Брокович, страница, посвящённая фильму
Литература[править | править код]
- Салли А. Х. Хром = Chromium / Пер. с англ. В. А. Алексеева; Под ред. канд. техн. наук В. А. Боголюбова. — М.: Металлургиздат, 1958. — 292 с. — 2700 экз.
- Салли А. Г., Брэндз Э. А. Хром = Chromium / Пер. с англ. В. А. Алексеева; Под ред. проф., д-ра техн. наук В. А. Боголюбова. — 2-е изд. — М.: Металлургия, 1971. — 360 с.
- Плинер Ю. Л., Игнатенко Г. Ф., Лаппо С. И. Металлургия хрома. — М.: Металлургия, 1965. — 184 с.
Ссылки[править | править код]
- Хром на Webelements
- Хром в Популярной библиотеке химических элементов
- Хромовая зелень, применение в живописи
- ATSDR Case Studies in Environmental Medicine: Chromium Toxicity Департамент здравоохранения США
- 3M US: OSHA Hexavalent Chromium Standard — An overview of the Chromium Six (CrVI) standard
- Environmental Health: «Selected science: an industry campaign to undermine an OSHA hexavalent chromium standard»
- Hexavalent chromium, a case study from [1]
- Australian National Pollutant Inventory Chromium VI fact sheet
- US OSHA Health and Safety Topics: Hexavalent Chromium”
- Finishing Today — Hexavalent Chromium: how is it affecting you?
- National Institute for Occupational Safety and Health — Hexavalent Chromium
Источник