Какие свойства проявляют оксиды хрома

Низший оксид для элементов 6-й группы состава MeO получен только для хрома.

Физические свойства CrO(II):

тугоплавкий порошок черного цвета;
нерастворим в воде;
устойчив на воздухе.

Химические свойства CrO(II):

типичный основной оксид;
реагирует с кислотами:
CrO+2HCl = CrCl2+H2O;
является сильным восстановителем;
воспламеняется при нагревании или растирании на воздухе, сгорая до Cr2O3;
при высокой температуре (1000°C) “забирает” кислород у углекислого газа:
2CrO+CO2 → Cr2O3+CO;
в инертной атмосфере нагревание CrO (700°C) приводит к диспропорционированию:
3CrO → Cr2O3+Cr
CrO(II) получают путем воздействия на амальгаму хрома кислородом воздуха:
2Cr+O2 = 2CrO

Гидроксид хрома Cr(OH)2(II)

Физические свойства Cr(OH)2(II):

вещество коричнево-желтого цвета;
нерастворим в воде;
быстро окисляется на воздухе.

Химические свойства Cr(OH)2(II):

проявляет оснОвные свойства;
реагирует с кислотами:
Cr(OH)2+H2SO4 = CrSO4+2H2O
Cr(OH)2(II) получают, как продукт реакции солей хрома с щелочью в отсутствии кислорода:
CrCl2+2NaOH = Cr(OH)2↓+2NaCl

Соединения хрома со степенью окисления +2 являются неустойчивыми, легко окисляются кислородом воздуха в более устойчивые соединения хрома со степенью окисления +3:
4Cr(OH)2+O2+2H2O = 4Cr(OH)3

Оксид хрома Cr2O3(III) – хромовая охра

Cr2O3 в мелкоизмельченном состоянии применяют в качестве абразивного материала (паста ГОИ), зеленого пигмента, катализатора в органическом синтезе. Оксид хрома (III) является основной добавкой к корунду при выращивании искусственных рубинов, используемых в ювелирной промышленности и часовом деле, а также в качестве лазерного материала в оптоэлектронике.

Физические свойства Cr2O3(III):

тугоплавкий порошок серо-зеленого цвета, имеющий структуру корунда (α-Al2O3);
нерастворим в воде;
обладает высокой твердостью;
меняет свой цвет от светло-зеленого до черного в зависимости от размеров кристаллов;
при н.у. является полупроводником;
при нагревании порошок приобретает коричневый цвет, при охлаждении зеленая окраска возвращается;
Cr2O3 с корундом образует твердые растворы, в которых катионы хрома и алюминия заполняют пустоты анионной решетки, такие твердые растворы с содержанием Cr2O3 до 10% имеют красный цвет, и в природе известны под названием рубин, который является драгоценным камнем-минералом. Твердые растворы в которых содержание оксида хрома превышает 10%, имеют зеленый цвет (окраска твердого раствора зависит от расстояния связи металл-кислород).

Химические свойства Cr2O3(III):

Cr2O3 амфотерный оксид – самое устойчивое соединение хрома;
при н.у. плохо растворим в кислотах и щелочах;
при сплавлении с щелочами (карбонатами щелочных металлов) образует метахромиты:
Cr2O3+2KOH = 2KCrO2+H2O
Cr2O3+Na2CO3 = 2NaCrO2+CO2↑
с кислотами образует соли:
Cr2O3+6HCl = 2CrCl3+3H2O
с щелочами образует комплексные соединения хрома:
Cr2O3+6KOH+3H2O = 2K2[Cr(OH)6]
в промышленности Cr2O3 получают восстановлением дихромата калия серой или коксом:
K2Cr2O7+S = Cr2O3+K2SO4
Cr2O3 также можно получить разложением дихромата аммония или прокаливанием гидроксида хрома:
(NH4)Cr2O7 = Cr2O3+N2+4H2O
2Cr(OH)3 = Cr2O3+3H2O

Гидроксид хрома Cr(OH)3(III)

Физические свойства Cr(OH)3(III):

амфотерный малоустойчивый гидроксид различной окраски (голубой, фиолетовой, зеленой), которая зависит от условий получения;
имеет различную химическую активность;
плохо растворим в воде.

Химические свойства Cr(OH)3(III):

реагирует с кислотами с образованием солей:
Cr(OH)3+3H2SO4 = Cr2(SO4)3+6H2O
реагирует с щелочами с образованием комплексных соединений хрома:
Cr(OH)3+NaOH = Na[Cr(OH)4]
осаждается при действии щелочей на соли хрома:
Cr(OH)3+3NaOH = Cr(OH)3↓+3NaCl
выпавший в осадок гидрооксид хрома растворим в кислотах:
Cr(OH)3+3HCl = CrCl3+3H2O
и в избытке щелочей:
Cr(OH)3+3NaOH = Na3[Cr(OH)6]

Оксид хрома CrO2(IV) (диоксид хрома)

Диоксид хрома применяется в производстве элементов памяти для компьютеров.

все диоксиды элементов 6-й группы (Cr, Mo, W) имеют структуру рутила;
не реагируют с водой и щелочами;
диоксид хрома имеет черную окраску, обладает металлической проводимостью, является ферромагнетиком;
диоксиды, как промежуточный прдукт реакции, получают при разложении или восстановлении высших оксидов (VI) соответствующих металлов, при темературах 250°(Cr), 450°C(Mo), 600°C(W):
3(NH4)Cr2O7 → 6CrO2+2N2+9H2O+2NH3
MoO3+H2 → MoO2+H2O
WO3+H2 → WO2+H2O
диоксид хрома получают нагреванием Cr2O3 в кислороде при 300°C и высоком давлении;
устойчивость диоксида возрастает в ряду от хрома к вольфраму.

Оксид хрома CrO3(VI) (хромовый ангидрид)

Физические свойства CrO3(VI):

кристаллы красно-фиолетового цвета;
разлагаются при комнатной температуре;
расплывается на воздухе по причине высокой гигроскопичности;
хорошо растворим в воде.

Химические свойства CrO3(VI):

CrO3(VI) является кислотным оксидом;
растворяясь в воде, образует хромовые кислоты:
- хромовая кислота: CrO3+H2O(изб) = H2CrO4
- дихромовая кислота: 2CrO3+H2O(нед) = H2Cr2O7
реагирует с основаниями:
CrO3+2KOH = K2CrO4+H2O
CrO3 окисляет углерод, серу, фосфор, йод, образуя оксид хрома (III):
4CrO3+3S = 3SO2+2Cr2O3
нагретый до температуры выше 250°C, триоксид хрома разлагается на молекулярный кислород и оксид хрома (III):
4CrO3 = 2Cr2O3+3O2

Триоксид хрома получают действием концентрированной серной кислоты на концентрированные растворы хроматов/дихроматов калия/натрия:
K2Cr2O7+H2SO4 = 2CrO3↓+K2SO4+H2O

Гидроксиды хрома

К гидроксидам хрома относятся две кислоты – хромовая и дихромовая, существующие только в водных растворах, но образующие очень устойчивые соли – хроматы и дихроматы соответственно. Хроматы окрашивают раствор в желтый цвет; дихроматы – в оранжевый.

Кислоты образуются в результате взаимодействия с водой триоксида хрома – если вода присутствует в избытке, образуется хромовая кислота, если в недостатке – дихромовая:

CrO3+H2O(изб) = H2CrO4
2CrO3+H2O(нед) = H2Cr2O7

Примечательно, что хромат-ионы и дихромат-ионы при изменении среды растворов без проблем переходят друг в друга, меняя при этом окраску раствора:

в кислой среде хроматы переходят в дихроматы, меняя желтый цвет раствора на оранжевый:
2CrO42-+2H+ ↔ Cr2O72-+H2O
2K2CrO4+H2SO4 ↔ K2Cr2O7+K2SO4+H2O
в щелочной среде все происходит наоборот – дихроматы переходят в хроматы, а оранжевый цвет раствора меняется на желтый:
Cr2O72-+2OH- ↔ 2CrO42-+H2O
K2Cr2O7+2KOH = 2K2CrO4+H2O

Хроматы получают сплавлением хромистого железняка или оксида хрома (III) с карбонатами в присутствии кислорода (t=1000°C):
4Fe(CrO2)2+8Na2CO3+7O2 = 8Na2CrO4+2Fe2O3+8CO2

Дихроматы получают из растворов хроматов, подкисляя их.

Источник

Какие свойства проявляют оксиды хрома

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

Хром — общая характеристика элемента, химические свойства хрома и его соединений

Хрома оксиды

Хром — элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром— твёрдый металл голубовато-белого цвета.

Химические свойства хрома

При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.

4Cr + 3O2 –t° →2Cr2O3

2Cr + 3Cl2 –t°→ 2CrCl3

2Cr + N2 –t°→ 2CrN

2Cr + 3S –t°→ Cr2S3

В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H2SO4)

В отсутствии воздуха образуются соли Cr2+, а на воздухе – соли Cr3+.

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2

2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H2

Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассив-ность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей.

Соединения хрома

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O

Соединения хрома (II) — сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl2 + 2HCl → 2CrCl3 + H2

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Cr(OH)3

Оксид хрома (III) Cr2O3 – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH)3 –t°→ Cr2O3 + 3H2O

4K2Cr2O7 –t°→ 2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2

(NH4)2Cr2O7 –t°→ Cr2O3 + N2+ 4H2O (реакция «вулканчик»)

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O

Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

Cr2O3 + 4KOH + KClO3 → 2K2CrO4+ KCl + 2H2O

Гидроксид хрома (III) Сr(ОН)3 . Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид СrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо-голубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака.

Обладает амфотерными свойствами — растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 6H2O Сr(ОН)3 + ЗН+ = Сr3+ + 3H2O

Cr(OH)3 + KOH → K[Cr(OH)4] , Сr(ОН)3 + ЗОН— (конц.) = [Сr(ОН)6]3-

Cr(OH)3 + KOH → KCrO2+2H2O Сr(ОН)3 + МОН = МСrO2(зел.) + 2Н2O (300—400 °С, М = Li, Na)

Сr(ОН)3 →(120oC –H2O) СrO(ОН) →(430-10000С –H2O) Cr2O3

2Сr(ОН)3 + 4NаОН(конц.) + ЗН2O2(конц.) =2Na2СrO4 + 8Н20

Получение: осаждение гидратом аммиака из раствора солей хрома(Ш):

Сr3+ + 3(NH3 Н2O) = Сr(ОН)3↓ + ЗNН4+

Cr2(SO4)3 + 6NaOH → 2Cr(OH)3 ↓+ 3Na2SO4 (в избытке щелочи — осадок растворяется)

Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия.

Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:

Zn + 2Cr+3Cl3 → 2Cr+2Cl2 + ZnCl2

2Cr+3Cl3 + 16NaOH + 3Br2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H2O + 2Na2Cr+6O4

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO3 — ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

https://www.youtube.com/watch?v=OXpDs0fd2E4

Получают из хромата (или дихромата) калия и H2SO4(конц.).

K2CrO4 + H2SO4 → CrO3 + K2SO4 + H2O

K2Cr2O7 + H2SO4 → 2CrO3 + K2SO4 + H2O

CrO3 — кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO42-:

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:

2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K2Cr2O7 + 2KOH → 2K2CrO4 + H2O

Дихромат калия – окислитель в кислой среде:

К2Сr2O7 + 4H2SO4 + 3Na2SO3 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3NaNO2 = Cr2(SO4)3 + 3NaNO3 + K2SO4 + 4H2O

K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6KI = Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O

K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6FeSO4 = Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Хромат калия К2 CrО4. Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая окраска раствора отвечает иону СrO42-), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К2Cr2O7. Окислитель (более слабый, чем К2Cr2O7). Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион CrO42- — выпадение желтого осадка хромата бария, разлагающегося в сильнокислотной среде. Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, селективный окислитель, реактив в аналитической химии.

Уравнения важнейших реакций:

2K2CrO4+H2 SO4(30%)=K2Cr2O7 +K2SO4 +H2O

2K2CrO4(т)+16HCl(конц.,гор.) =2CrCl3+3Cl2↑+8H2O+4KCl

2K2CrO4+2H2O+3H2S=2Cr(OH)3↓+3S↓+4KOH

2K2CrO4+8H2O+3K2S=2K[Сr(ОН)6]+3S↓+4KOH

2K2CrO4+2AgNO3=KNO3+Ag2CrO4(красн.)↓

Качественная реакция:

К2СгO4 + ВаСl2 = 2КСl + ВаCrO4↓

2ВаСrO4(т)+ 2НСl (разб.) = ВаСr2O7(p)+ ВаС12 + Н2O

Получение: спекание хромита с поташом на воздухе:

4(Сr2Fe‖‖)O4 + 8К2CO3 + 7O2 = 8К2СrO4 + 2Fе2O3 + 8СO2 (1000 °С)

Дихромат калия K2Cr2O7 . Оксосоль. Техническое название хромпик. Оранжево-красный, негигроскопичный.

Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (оранжевая окраска раствора отвечает иону Сr2O72- ). В щелочной среде образует К2CrO4 . Типичный окислитель в растворе и при сплавлении.

Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции — синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н2O2 , синее окрашивание водного раствора при действии атомарного водорода.

Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, компонент пиротехнических составов, реагент в аналитической химии, ингибитор коррозии металлов, в смеси с Н2SO4 (конц.) — для мытья химической посуды.

Уравнения важнейших реакций:

4К2Cr2O7=4K2CrO4+2Cr2O3+3O2 (500-600o C)

K2Cr2O7(т)+14HCl (конц) =2CrCl3+3Cl2↑+7H2O+2KCl (кипячение)

K2Cr2O7(т)+2H2SO4(96%) ⇌2KHSO4+2CrO3+H2O (“хромовая смесь”)

K2Cr2O7+KOH (конц ) =H2O+2K2CrO4

Cr2O72- +14H+ +6I— =2Cr3+ +3I2↓+7H2O

Cr2O72- +2H+ +3SO2(г)=2Cr3+ +3SO42- +H2O

Cr2O72- +H2O +3H2S(г)=3S↓+2OH— +2Cr2(OH)3↓

Cr2O72- (конц )+2Ag+(разб.) =Ag2Cr2O7 (т. красный)↓

Cr2O72- (разб.) +H2O +Pb2+=2H+ + 2PbCrO4 (красный)↓

K2Cr2O7(т) +6HCl+8H0(Zn)=2CrCl2(син)+7H2O+2KCl

Получение: обработка К2СrO4 серной кислотой:

2К2СrO4 + Н2SO4 (30%) = К2Cr2O7 + К2SO4 + Н2O

Хром и его соединения

Хрома оксиды

Кларк в земной коре 3,5-1% по массе. Основная хромовая руда — FeO • Cr2O3 (хромистый железняк). Был открыт в составе руды РbСrO4(крокоит). Хром в переводе с греч. означает «цвет, краска» (многие природные и синтетические соединения Сr имеют яркую разнообразную окраску).

Чистый хром — очень твердый тугоплавкий металл голубовато-серебристого цвета. Имеет самую большую твердость из всех применяемых в промышленности металлов. Т. пл. 1890°С, плотность 7,19 г/см.

24Cr [Ar]3d54s1

Изотопы:

50Cr (4.35 %)

52Cr (83,79 %)

53Cr (9.50 %)

54Cr (2.36 %)

ЭО 1,6

E°Cr0/Cr3+ -0,74 В

При образовании соединений с другими элементами хром может использовать от 1 до 6 валентных электронов. Наибольшую устойчивость и практическую значимость имеют соединения, в которых атомы Сг находятся в степенях окисления +2, +3, +6.

С повышением степени окисления атомов Сг в оксидах и гидроксидах их основный характер ослабевает,а кислотный — усиливается. В этом же направлении происходит замена восстановительной активности на окислительную.

Некоторые важнейшие соединения хрома

Cr+2	Cr+3	Cr+6
Оксиды	CrOосновный	Cr2O3амфотерный	CrO3кислотный
Гидроксиды	Cr(OH)2слабое основание	Cr(OH)3 ↔ HCrO2 + H2Oамфотерный гидроксид	2H2CrO4 ↔ H2Cr2O7 + H2O сильные кислоты
Соли	CrCl2,CrSO4,Cr(NO3)2,CrS	Тип ICrCl3,Cr(SO4)3,Cr(NO3)3	Тип IIKCrO2,Ca(CrO2)2,Fe(CrO2)2хромиты	хроматыK2CrO4,Na2(CrO4)2,BaCrO4,PbCrO4	дихроматыK2Cr2O7,Na2Cr2O7,(NH4)2Cr2O7
Окислительно-восстановительная функция	Сильные восстановители	Окислители и восстановители	Сильные окислители

1. Алюминотермический: Сr2O3 + 2Al = Аl2O3 + 2Сr

2. Силикотермический: 2Сr2O3 + 3Si = 3SiO2 + 4Cr

3. Электролитический: 2CrCl3 = 2Сr + 3Cl2

Химические свойства

Поверхностная оксидная пленка является причиной инертности хрома при обычной температуре, благодаря чему этот металл не подвергается атмосферной коррозии (в отличие от железа).

При нагревании хром проявляет свойства довольно активного металла, что соответствует его положению в электрохимическом ряду напряжений.

1. Взаимодействие с O2

Тонкоизмельченный хром интенсивно горит в токе кислорода. На воздухе реакция с O2 происходит лишь на поверхности металла.

4Сr + 3O2 = 2Сr2O3

При осторожном окислении амальгамированного хрома образуется низший оксид CrO.

2. Взаимодействие с другими неметаллами

(Сr не взаимодействует с Н2, но поглощает его в больших количествах)

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

Cr + S = CrS

CrCl3 и CrS — ионные соединения.

2Cr + N2 = 2CrN

Cr + C → CrxCy

CrN и rxCy — ковалентные тугоплавкие инертные вещества, по твердости сравнимы с алмазом.

3. Взаимодействие с разбавленными растворами HCl и H2SO4

Сr + 2HCl = СrСl2 + Н2↑

Сr + H2SO4 = CrSO4 + Н2↑

4. Действие концентрированных HNO3, H2SO4 и «царской водки» на хром

Эти кислоты не растворяют хром при обычной температуре, они переводят его в «пассивное» состояние.

Пассивацию можно частично снять сильным нагреванием, после чего хром начинает очень медленно растворяться в кипящих конц. HNO3, H2SO4, «царской водке».

Сr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O

2Сr + 6H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O

Царская водка — смесь концентрированных HNO33 и НСl (1:3), растворяет золото и платиновые металлы (Pd,Os,Ru).

5. Вытеснение малоактивных Me из водных р-ров солей

Сr + CuSO4 = CrSO4 + Сu

Сr + Pb(NO3)2 = Cr(NO3)2 + Pb

6. Взаимодействие с солями, разлагающимися с образованием кислорода

2Сr + KIO3 = Сr2O3 + KCl

2Сr + 3NaNO3 = Сr2O3 + 3NaNO2

Соединения Cr (II)

СrO — оксид хрома (II). Твердое черное вещество, н. р. в Н2O.

Способы получения

1) медленное окисление хрома, растворенного в ртути

2Сr + O2 = 2СrO

2) обезвоживание Сr(ОН)2 в восстановительной атмосфере:

Сr(ОН)2 = СrO + H2O

Химические свойства

СrO — неустойчивое вещество, легко окисляется при небольшом нагревании до Сr2O3; при более высоких Т диспропорционирует:

3СrО = Сr + Сr2O3

СrO — типичный основный оксид, проявляет характерные для этого класса свойства. Реакции необходимо проводить в восстановительной среде.

Сr(OН)2 — гидроксид хрома (II) твердое желтое вещество, н. р. в Н2O.

Получают обменными реакциями из солей Сr2+:

CrCl2 + 2NaOH = Сr(ОН)2 + 2NaCl

Соли Сr2+

Наиболее важные: CrCl2, CrSO4, (СН3СОО)2Сr. Гидратированный ион Сr2+ имеет бледно-голубую окраску.

Способы получения:

1. Сr + неметалл (S, Hal2)

Сr + 2HCl(r) = CrCl2 + Н2

2. Восстановление солей Сr3+:

2СrСl3 + Н2 = 2CrCl2 + 2HCl

Соединения Сr(III)

Сr2О3 — оксид хрома (III), важнейшее природное соединение хрома. Сr2О3, полученный химическими методами, представляет собой темно-зеленый порошок.

Сr(ОН)3 — гидроксид хрома (III)

Образуется в виде синевато-серого осадка при действии щелочей на соли Сr3+:

СrСl3 + 3NaOH = Сr(ОН)3 + 3NaCl

Практически нерастворимый в воде гидроксид может существовать в виде коллоидных растворов.

В твердом состоянии гидроксид хрома (III) имеет переменный состав Сr2O3• nН2O. Теряя молекулу воды, Сr(ОН)3 превращается в метагидроксид СrО(ОН).

Соли Cr3+

Растворением осадка Сr(ОН)3 в кислотах получают нитрат Cr(NO3)3, хлорид СrСl3, сульфат Cr2(SO4)3 и другие соли. В твердом состоянии чаще всего содержат в составе молекул кристаллизационную воду, от количества которой зависит окраска соли.

Самой распространенной является двойная соль КСr(SO4)2• 12H2O — хромокалиевые квасцы (сине-фиолетовые кристаллы).

Хромиты, или хроматы (III) — соли, содержащие Сr3+ в составе аниона. Безводные хромиты получают сплавлением Сr2O3 с оксидами двухвалентных металлов:

Сr2O3 + МеО = Ме(СrO2)2 метахромиты

В водных растворах хромиты существуют в виде гидроксокомплексов.

CrO3 — оксид хрома (VII) триоксид хрома, хромовый ангидрид

Кристаллическое вещество темно-красного цвета, очень гигроскопичное, легко растворимое в воде. Основной способ получения:

К2Сr2O7(кр.) + H2SO4 = 2CrO3 + K2SO4 + Н2O

Примеры ОВР с участием дихроматов в качестве окислителей

K2Cr2O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 3Cl2↑ + 2KCl +7Н2О

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

K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Эта реакция используется для получения хромокалиееых квасцов KCr(SO4)2 • 12H2O

K2Cr2O7 + 6HI + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3I2↓ + K2SO4 + 7H2O

K2Cr2O7 + 6FeSO4 +7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

K2Cr2O7 + H2O2 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3O2↑ + 7H2O

2K2Cr2O7 + 3CH3OH + 8H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3HCOOH + 2K2SO4 + 11H2O

8K2Cr2O7 + 3C12H22O11 + 32H2SO4 = 8Cr2(SO4)3 + 12CO2↑ + 8K2SO4 + 43H2O

Сплавление:

Na2Cr2O7 + 2C = Cr2O3 + Na2CO3 + CO↑

Очень сильным окислителем является «хромовая смесь» — насыщенный раствор K2Cr2O7 или Na2Cr2O7 в концентрированной H2SO4.

Оксид хрома CrO(II)

Хрома оксиды

Низший оксид для элементов 6-й группы состава MeO получен только для хрома.

Физические свойства CrO(II):

тугоплавкий порошок черного цвета;
нерастворим в воде;
устойчив на воздухе.

Химические свойства CrO(II):

типичный основной оксид;
реагирует с кислотами:
CrO+2HCl = CrCl2+H2O;
является сильным восстановителем;
воспламеняется при нагревании или растирании на воздухе, сгорая до Cr2O3;
при высокой температуре (1000°C) «забирает» кислород у углекислого газа:
2CrO+CO2 → Cr2O3+CO;
в инертной атмосфере нагревание CrO (700°C) приводит к диспропорционированию:
3CrO → Cr2O3+Cr
CrO(II) получают путем воздействия на амальгаму хрома кислородом воздуха:
2Cr+O2 = 2CrO

Гидроксид хрома Cr(OH)2(II)

Физические свойства Cr(OH)2(II):

вещество коричнево-желтого цвета;
нерастворим в воде;
быстро окисляется на воздухе.

Химические свойства Cr(OH)2(II):

проявляет оснОвные свойства;
реагирует с кислотами:
Cr(OH)2+H2SO4 = CrSO4+2H2O
Cr(OH)2(II) получают, как продукт реакции солей хрома с щелочью в отсутствии кислорода:
CrCl2+2NaOH = Cr(OH)2↓+2NaCl

Оксид хрома Cr2O3(III) — хромовая охра

Физические свойства Cr2O3(III):

тугоплавкий порошок серо-зеленого цвета, имеющий структуру корунда (α-Al2O3);
нерастворим в воде;
обладает высокой твердостью;
меняет свой цвет от светло-зеленого до черного в зависимости от размеров кристаллов;
при н.у. является полупроводником;
при нагревании порошок приобретает коричневый цвет, при охлаждении зеленая окраска возвращается;
Cr2O3 с корундом образует твердые растворы, в которых катионы хрома и алюминия заполняют пустоты анионной решетки, такие твердые растворы с содержанием Cr2O3 до 10% имеют красный цвет, и в природе известны под названием рубин, который является драгоценным камнем-минералом. Твердые растворы в которых содержание оксида хрома превышает 10%, имеют зеленый цвет (окраска твердого раствора зависит от расстояния связи металл-кислород).

Химические свойства Cr2O3(III):

Cr2O3 амфотерный оксид — самое устойчивое соединение хрома;
при н.у. плохо растворим в кислотах и щелочах;
при сплавлении с щелочами (карбонатами щелочных металлов) образует метахромиты:
Cr2O3+2KOH = 2KCrO2+H2O
Cr2O3+Na2CO3 = 2NaCrO2+CO2↑
с кислотами образует соли:
Cr2O3+6HCl = 2CrCl3+3H2O
с щелочами образует комплексные соединения хрома:
Cr2O3+6KOH+3H2O = 2K2[Cr(OH)6]
в промышленности Cr2O3 получают восстановлением дихромата калия серой или коксом:
K2Cr2O7+S = Cr2O3+K2SO4
Cr2O3 также можно получить разложением дихромата аммония или прокаливанием гидроксида хрома:
(NH4)Cr2O7 = Cr2O3+N2+4H2O
2Cr(OH)3 = Cr2O3+3H2O

Гидроксид хрома Cr(OH)3(III)

Физические свойства Cr(OH)3(III):

амфотерный малоустойчивый гидроксид различной окраски (голубой, фиолетовой, зеленой), которая зависит от условий получения;
имеет различную химическую активность;
плохо растворим в воде.

Химические свойства Cr(OH)3(III):

реагирует с кислотами с образованием солей:
Cr(OH)3+3H2SO4 = Cr2(SO4)3+6H2O
реагирует с щелочами с образованием комплексных соединений хрома:
Cr(OH)3+NaOH = Na[Cr(OH)4]
осаждается при действии щелочей на соли хрома:
Cr(OH)3+3NaOH = Cr(OH)3↓+3NaCl
выпавший в осадок гидрооксид хрома растворим в кислотах:
Cr(OH)3+3HCl = CrCl3+3H2O
и в избытке щелочей:
Cr(OH)3+3NaOH = Na3[Cr(OH)6]

Оксид хрома CrO2(IV) (диоксид хрома)

Диоксид хрома применяется в производстве элементов памяти для компьютеров.

все диоксиды элементов 6-й группы (Cr, Mo, W) имеют структуру рутила;
не реагируют с водой и щелочами;
диоксид хрома имеет черную окраску, обладает металлической проводимостью, является ферромагнетиком;
диоксиды, как промежуточный прдукт реакции, получают при разложении или восстановлении высших оксидов (VI) соответствующих металлов, при темературах 250°(Cr), 450°C(Mo), 600°C(W):
3(NH4)Cr2O7 → 6CrO2+2N2+9H2O+2NH3
MoO3+H2 → MoO2+H2O
WO3+H2 → WO2+H2O
диоксид хрома получают нагреванием Cr2O3 в кислороде при 300°C и высоком давлении;
устойчивость диоксида возрастает в ряду от хрома к вольфраму.

Оксид хрома CrO3(VI) (хромовый ангидрид)

Физические свойства CrO3(VI):

кристаллы красно-фиолетового цвета;
разлагаются при комнатной температуре;
расплывается на воздухе по причине высокой гигроскопичности;
хорошо растворим в воде.

Химические свойства CrO3(VI):

CrO3(VI) является кислотным оксидом;
растворяясь в воде, образует хромовые кислоты:
- хромовая кислота: CrO3+H2O(изб) = H2CrO4
- дихромовая кислота: 2CrO3+H2O(нед) = H2Cr2O7
реагирует с основаниями:
CrO3+2KOH = K2CrO4+H2O
CrO3 окисляет углерод, серу, фосфор, йод, образуя оксид хрома (III):
4CrO3+3S = 3SO2+2Cr2O3
нагретый до температуры выше 250°C, триоксид хрома разлагается на молекулярный кислород и оксид хрома (III):
4CrO3 = 2Cr2O3+3O2

Гидроксиды хрома

К гидроксидам хрома относятся две кислоты — хромовая и дихромовая, существующие только в водных растворах, но образующие очень устойчивые соли — хроматы и дихроматы соответственно. Хроматы окрашивают раствор в желтый цвет; дихроматы — в оранжевый.

Кислоты образуются в результате взаимодействия с водой триоксида хрома — если вода присутствует в избытке, образуется хромовая кислота, если в недостатке — дихромовая:
CrO3+H2O(изб) = H2CrO4
2CrO3+H2O(нед) = H2Cr2O7

Примечательно, что хромат-ионы и дихромат-и