Хром металл или неметалл. Хром элемент. Свойства хрома. Применение хрома. Реакции с хромом и его соединениями

Хром (Cr) — элемент с атомным номером 24 и атомной массой 51,996 побочной подгруппы шестой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Хром — твёрдый металл голубовато-белого цвета. Обладает высокой химической стойкостью. При комнатной температуре Cr стоек к воде и к воздуху. Этот элемент является одним из важнейших металлов, используемых в промышленном легировании сталей. Соединения хрома имеют яркую окраску различных цветов, за что, собственно, он и получил свое название. Ведь в переводе с греческого «хром» означает «краска».

Известно 24 изотопа хрома с 42Cr по 66Cr. Стабильные природные изотопы 50Cr (4,31 %), 52Cr (87,76 %), 53Cr (9,55 %) и 54Cr (2,38 %). Из шести искусственных радиоактивных изотопов наиболее важен 51Cr с периодом полураспада 27,8 суток. Он применяется, как изотопный индикатор.

В отличие от металлов древности (золото, серебро, медь, железо, олово и свинец) хром имеет своего «первооткрывателя». В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был найден минерал, который получил название «сибирский красный свинец» — PbCrO4. В 1797 году Л. Н. Вокленом в минерале крокоите — природном хромате свинца, был обнаружен элемент № 24. Примерно в то же время (1798 год) независимо от Воклена хром был открыт немецкими учеными М. Г. Клапротом и Ловицем в образце тяжелого черного минерала (это был хромит FeCr2O4), найденного на Урале. Позднее в 1799 Ф. Тассерт обнаружил новый металл в том же минерале, найденном на юго-востоке Франции. Считается, что именно Тассерту впервые удалось получить относительно чистый металлический хром.

Металлический хром используют для хромирования, а также в качестве одного из важнейших компонентов легированных сталей (в частности нержавеющих). Кроме того, хром нашел применение в ряде других сплавов (кислотоупорных и жаропрочных сталях). Ведь введение этого металла в сталь повышает ее устойчивость против коррозии как в водных средах при обычных температурах, так и в газах при повышенных температурах. Хромистым сталям присуща повышенная твердость. Хром применяют в термохромировании — процесс, при котором защитное действие Cr обусловлено образованием на поверхности стали тонкой, но прочной оксидной пленки, препятствующей взаимодействию металла с окружающей средой.

Широкое применение нашли и соединения хрома, так хромиты успешно используются в огнеупорной промышленности: магнезитохромитовым кирпичом футеруют мартеновские печи и другое металлургическое оборудование.

Хром - один из биогенных элементов, которые постоянно входят в состав тканей растений и животных. Растения содержат хром в листьях, где он присутствует в виде низкомолекулярного комплекса, не связанного с субклеточными структурами. До сих пор ученые не смогли доказать необходимость этого элемента для растений. Однако у животных Cr участвует в обмене липидов, белков (входит в состав фермента трипсина), углеводов (структурный компонент глюкозоустойчивого фактора). Известно, что в биохимических процессах участвует исключительно трехвалентный хром. Как и большинство других важных биогенных элементов, хром проникает в организм животного или человека посредством пищи. Понижение этого микроэлемента в организме приводит к замедлению роста, резкому увеличению уровня холестерина в крови и снижению чувствительности периферийных тканей к инсулину.

В тоже время в чистом виде хром весьма токсичен — металлическая пыль Cr раздражает ткани легких, соединения хрома (III) вызывают дерматиты. Соединения хрома (VI) приводят к разным заболеваниям человека, в том числе и онкологическим.

Биологические свойства

Хром - важный биогенный элемент, непременно входящий в состав тканей растений, животных и человека. Среднее содержание этого элемента в растениях – 0,0005 %, причем практически весь он накапливается в корнях (92-95 %), остальная доля содержится в листьях. Высшие растения не переносят концентрации этого металла выше 3∙10-4 моль/л. У животных содержание хрома составляет от десятитысячных до десятимиллионных долей процента. Зато в планктоне коэффициент накопления хрома поразителен — 10 000-26 000. Во взрослом человеческом организме содержание Cr колеблется от 6 до 12 мг. Причем достаточно точно физиологическая потребность в хроме для человека не установлена. Она во многом зависит от рациона – при употреблении пищи с высоким содержанием сахара, потребность организма в хроме возрастает. Принято считать, что человеку требуется в сутки примерно 20–300 мкг этого элемента. Как и другие биогенные элементы, хром способен накапливаться в тканях организма, особенно в волосах. Именно в них содержание хрома указывает на степень обеспеченности организма этим металлом. К сожалению, с возрастом «запасы» хрома в тканях истощаются, исключением являются легкие.

Хром участвует в обмене липидов, белков (присутствует в составе фермента трипсина), углеводов (является структурным компонентом глюкозоустойчивого фактора). Этот фактор обеспечивает взаимодействие клеточных рецепторов с инсулином, уменьшая, тем самым, потребность в нем организма. Фактора толерантности к глюкозе (GTF) усиливает действие инсулина во всех метаболических процессах с его участием. Кроме того, хром принимает участие в регуляции обмена холестерина и является активатором некоторых ферментов.

Основной источник поступления хрома в организм животных и человека - пища. Ученые установили, что в растительной пище концентрация хрома значительно ниже, чем в животной. Наиболее богаты хромом пивные дрожжи, мясо, печень, бобовые и цельное необработанное зерно. Снижение содержания этого металла в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови, снижению чувствительности периферийных тканей к инсулину (диабетоподобное состояние). Кроме того, возрастает риск развития атеросклероза и нарушения высшей нервной деятельности.

Однако уже при концентрациях в доли миллиграмма на кубический метр в атмосфере все соединения хрома оказывают токсическое действие на организм. Отравления хромом и его соединениями часты при их производстве, в машиностроении, металлургии, в текстильной промышленности. Степень ядовитости хрома зависит от химической структуры его соединений - дихроматы токсичнее хроматов, соединения Cr+6 токсичнее соединений Cr+2 и Cr+3. Признаки отравления проявляются ощущением сухости и болью в носовой полости, острым першением в горле, затруднением дыхания, кашлем и подобными признаками. При небольшом избытке паров или пыли хрома признаки отравления проходят вскоре после прекращения работы в цеху. При длительном постоянном контакте с соединениями хрома появляются признаки хронического отравления - слабость, постоянные головные боли, потеря в весе, диспепсия. Начинаются нарушения в работе желудочно-кишечного тракта, поджелудочной железы, печени. Развиваются бронхит, бронхиальная астма, пневмосклероз. Появляются кожные заболевания - дерматиты, экземы. Кроме того, соединения хрома - опасные канцерогены, способные накапливаться в тканях организма, вызывая раковые заболевания.

Профилактикой отравлений являются периодические медицинские осмотры персонала, работающего с хромом и его соединениями; установка вентиляции, средств пылеподавления и пылеулавливания; использование рабочими средств индивидуальной защиты (респираторы, перчатки).

Корень «хром» в своем понятии «цвет», «краска» входит в состав многих слов, используемых в самых разнообразных областях: науке, технике и даже музыке. Так многие названия фотопленок содержат этот корень: «ортохром», «панхром», «изопанхром» и другие. Слово «хромосома» состоит из двух греческих слов: «хромо» и «сома». Дословно это можно перевести, как «окрашенное тело» или «тело, которое окрашивается». Структурный элемент хромосомы, формирующийся в интерфазе ядра клетки в результате удвоения хромосом, называется «хроматида». «Хроматин» - вещество хромасом, находящееся в ядрах растительных и животных клеток, которое интенсивно окрашивается ядерными красителями. «Хроматофоры» - пигментные клетки у животных и человека. В музыке используется понятие «хроматическая гамма». «Хромка» - один из видов русской гармони. В оптике существуют понятия «хроматическая абберация» и «хроматическая поляризация». «Хроматография» - физико-химический метод разделения и анализа смесей. «Хромоскоп» - прибор для получения цветного изображения путем оптического совмещения двух или трех цветоотделенных фотографических изображений, освещаемых через специально подобранные различно окрашенные светофильтры.

Наиболее ядовитым является оксид хрома (VI) CrO3, он относится к I классу опасности. Смертельная доза для человека (перорально) 0,6 г. Этиловый спирт при соприкосновении со свежеприготовленным CrO3 воспламеняется!

Самая распространенная марка нержавеющей стали содержит 18 % Cr, 8 % Ni, около 0,1 % C. Она великолепно противостоит коррозии и окислению, сохраняют прочность при высоких температурах. Именно из такой стали изготовлены листы, использовавшиеся в строительстве скульптурной группы В.И. Мухиной «Рабочий и колхозница».

Феррохром, используемый в металлургической промышленности при производстве хромистых сталей, в конце IXX века был очень низкого качества. Это связано с низким содержанием в нем хрома — всего 7-8 %. Тогда он именовался «тасманским чугуном» в виду того, что исходная железо-хромовая руда ввозилась из Тасмании.

Ранее упоминалось, что хромовые квасцы используются при дублении кож. Благодаря этому появилось понятие «хромовые» сапоги. Кожа, дубленая соединениями хрома приобретает блеск, лоск и прочность.

Во многих лабораториях используют «хромовую смесь» - смесь насыщенного раствора бихромата калия с концентрированной серной кислотой. Она используется в обезжиривании поверхностей стеклянной и стальной лабораторной посуды. Она окисляет жир и удаляет его остатки. Только обращаться с этой смесью необходимо с осторожностью, ведь это смесь сильной кислоты и сильного окислителя!

В наше время древесина по-прежнему используется, как строительный материал, ведь она недорога и проста в обработке. Но у нее много и отрицательных свойств - подверженность пожарам, грибковым заболеваниям, разрушающим ее. Чтобы избежать всех этих неприятностей дерево пропитывают специальными составами, содержащими хроматы и бихроматы плюс хлорид цинка, сульфат меди, арсенат натрия и некоторые другие вещества. Благодаря таким составам древесина увеличивает свою стойкость к грибкам и бактериям, а также к открытому огню.

Особую нишу хром занял в полиграфии. В 1839 году было установлено, что бумага, пропитанная бихроматом натрия, после освещения ярким светом становится вдруг коричневой. Затем выяснилось, что бихроматные покрытия на бумаге после засвечивания не растворяются в воде, а, будучи смоченными, приобретают синеватый оттенок. Этим свойством воспользовались полиграфисты. Нужный рисунок фотографировали на пластинку с коллоидным покрытием, содержащим бихромат. Засвеченные места при промывке не растворялись, а не засвеченные растворялись, и на пластине оставался рисунок, с которого можно было печатать.

История

История открытия элемента № 24 началась в 1761 году, когда в Березовском руднике (восточное подножье Уральских гор) близ Екатеринбурга был найден необычный красный минерал, который при растирании в пыль давал желтую окраску. Находка принадлежала профессору Петербургского университета Иоганну Готтлобу Леману. Спустя пять лет ученый доставил образцы в город Санкт-Петербург, где провел над ними ряд опытов. В частности он обработал необычные кристаллы соляной кислотой, получив при этом белый осадок, в котором обнаружился свинец. Исходя из полученных результатов, Леман назвал минерал сибирским красным свинцом. Такова история обнаружения крокоита (от греческого «krokos» — шафран) - природного хромата свинца PbCrO4.

Заинтересованный данной находкой Петер Симон Паллас - немецкий естествоиспытатель и путешественник организовал и возглавил экспедицию Петербургской Академии наук в сердце России. В 1770 году экспедиция достигла Урала и посетила Березовский рудник, где были взяты образцы изучаемого минерала. Вот как это описывает сам путешественник: «Этот удивительный красный свинцовый минерал не встречается более ни в одном месторождении. При растирании в порошок становится желтым, и может быть использован в художественной миниатюре». Немецкая предприимчивость преодолела все трудности добычи и доставки крокоита в Европу. Несмотря на то, что эти операции занимали не менее двух лет, вскоре экипажи знатных господ Парижа и Лондона ездили раскрашенные мелко истолченным крокоитом. Коллекции минералогических музеев многих университетов старого света обогатились лучшими образцами этого минерала из русских недр. Однако состав загадочного минерала европейские ученые разгадать никак не могли.

Длилось это на протяжении тридцати лет, пока образец сибирского красного свинца не попал в руки профессору химии Парижской минералогической школы Никола Луи Воклену в 1796 году. Проведя анализ крокоита, ученый не обнаружил в нем ничего кроме оксидов железа, свинца и алюминия. В дальнейшем Воклен обработал крокоит раствором поташа (К2CO3) и вслед за осаждением белого осадка карбоната свинца выделил желтый раствор неизвестной соли. Проведя ряд опытов по обработке минерала солями различных металлов, профессор при помощи соляной кислоты выделил раствор «кислоты красного свинца» - окись хрома и воду (хромовая кислота существует только в разбавленных растворах). Выпарив данный раствор, он получил рубиново-красные кристаллы (хромовый ангидрид). Дальнейший нагрев кристаллов в графитовом тигле в присутствии угля дал множество сросшихся серых игольчатых кристаллов - новый до этого времени неизвестный металл. Очередной ряд опытов показал высокую тугоплавкость полученного элемента и его устойчивость к кислотам. Парижская академия наук незамедлительно засвидетельствовала открытие, ученый по настоянию друзей дал имя новому элементу - хром (от греческого «цвет», «окраска») ввиду разнообразия оттенков образуемых им соединений. В дальнейших своих работах Воклен уверенно заявил, что изумрудная окраска некоторых драгоценных камней, а также природных силикатов бериллия и алюминия объясняется примесью в них соединений хрома. Примером может послужить смарагд, который является окрашенным в зеленый цвет берилл, в котором алюминий частично замещен хромом.

Понятно, что Воклен получил не чистый металл, скорее всего его карбиды, что подтверждается игольчатой формой светло-серых кристаллов. Чистый металлический хром позднее был получен Ф. Тассертом, предположительно в 1800 году.

Также, независимо от Воклена, хром обнаружили Клапрот и Ловиц в 1798 году.

Нахождение в природе

В земных недрах хром — довольно распространенный элемент, несмотря на то, что в свободном виде он не встречается. Его кларк (среднее содержание в земной коре) составляет 8,3.10-3 % или 83 г/т. Однако его распределение по породам неравномерно. Этот элемент в основном характерен для мантии Земли, дело в том, что ультраосновные породы (перидотиты), которые, предположительно близки по составу к мантии нашей планеты, наиболее богаты хромом: 2 10-1 % или 2 кг/т. В таких породах Cr образует массивные и вкрапленные руды, с ними связано образование крупнейших месторождений данного элемента. Высоко содержание хрома и в основных породах (базальтах и др.) 2 10-2 % или 200 г/т. Гораздо меньше Cr в кислых породах: 2,5 10-3 %, осадочных (песчаники) - 3,5 10-3 %, глинистые сланцы также содержат хром - 9 10-3 %.

Можно заключить, что хром является типичным литофильным элементом и почти весь заключен в минералах глубокого залегания в недрах Земли.

Различают три основных минерала хрома: магнохромит (Mn, Fe)Cr2O4, хромпикотит (Mg, Fe)(Cr, Al)2O4 и алюмохромит (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4. Эти минералы имеют единое название - хромовая шпинель и общую формулу (Mg, Fe)О (Сr, Al, Fе)2O3. По внешнему виду они неразличимы и их неточно называют «хромиты». Состав их изменчив. Содержание важнейших компонентов колеблется (весовые %): Cr2O3 от 10,5 до 62,0; Al2O3 от 4 до 34,0; Fe2O3 от 1,0 до 18,0; FeO от 7,0 до 24,0; MgO от 10,5 до 33,0; SiO2 от 0,4 до 27,0; примеси TiO2 до 2; V2O5 до 0,2; ZnO до 5; MnO до 1. В некоторых хромовых рудах содержится 0,1-0,2 г\т элементов группы платины и до 0,2 г\т золота.

Помимо различных хромитов, хром входит в состав ряда других минералов - хромвезувиана, хромового хлорита, хромтурмалина, хромовой слюды (фуксита), хромового граната (уваровита) и др., которые нередко сопровождают руды, но сами промышленного значения не имеют. Хром - относительно слабый водный мигрант. В экзогенных условиях хром, как и железо, мигрирует в виде взвесей и может осаждаться в глинах. Наиболее подвижной формой являются хроматы.

Практическое значение имеет, пожалуй, только хромит FeCr2O4, относящийся к шпинелям - изоморфным минералам кубической системы с общей формулой МО Ме2О3, где М - ион двухвалентного металла, а Ме - ион трехвалентного металла. Помимо шпинелидов, хром встречается во многих значительно менее распространенных минералах, например, меланохроите 3PbO 2Cr2O3, вокелените 2(Pb,Cu)CrO4(Pb,Cu)3(PO4)2, тарапакаите K2CrO4, дитцеите CaIO3 CaCrO4 и других.

Хромиты обычно встречаются в виде зернистых масс черного цвета, реже - в виде октаэдрических кристаллов, имеют металлический блеск, залегают в виде сплошных массивов.

На конец XX века запасы хрома (выявленные) в почти полусотне стран мира, имеющих залежи этого металла, составляли 1674 млн. т. Лидирующую позицию занимает Южно Африканская Республика – 1050 млн. т, где основной вклад вносит Бушвелдский комплекс (около 1000 млн. т). Второе место по хромовым ресурсам принадлежит Казахстану, где в Актюбинской области (Кемпирсайский массив) добывают руду очень высокого качества. Другие страны также имеют запасы этого элемента. Турция (в Гулемане), Филлипины на острове Лусон, Финляндия (Кеми), Индия (Сукинда) и др.

Наша страна имеет свои разрабатываемые месторождения хрома – на Урале (Донское, Сарановское, Халиловское, Алапаевское и многие другие). Причем в начале XIX века именно уральские месторождения являлись основными источниками хромовых руд. Лишь в 1827 американец Исаак Тисон обнаружил крупное месторождение хромовой руды на границе Мериленда и Пенсильвании, перехватив монополию добычи на многие годы. В 1848 залежи хромита высокого качества были найдены в Турции, неподалеку от Бурсы, причем вскоре (после истощения Пенсильванского месторождения) именно эта страна перехватила роль монополиста. Это продолжалось до 1906 года, пока не были обнаружены богатые залежи хромитов в ЮАР и Индии.

Применение

Общий объем потребления чистого металлического хрома на сегодняшний день составляет примерно 15 миллионов тонн. На долю производства электролитического хрома — самого чистого - приходится 5 миллионов тонн, что составляет третью часть от общего потребления.

Хром широко используется для легирования сталей и сплавов, придавая им корозионостойкость и жаростойкость. На изготовление таких «суперсплавов» расходуется более 40 % получаемого чистого металла. Наиболее известны сплавы сопротивления - нихромы с содержанием Cr 15-20 %, жаропрочные сплавы - 13-60 % Cr, нержавеющие - 18 % Cr и шарикоподшипниковые стали 1 % Cr. Добавка хрома к обычным сталям улучшает их физические свойства и делает металл более восприимчивым к термической обработке.

Металлический хром используется для хромирования - нанесения на поверхность стальных сплавов тонкого слоя хрома с целью повышения коррозионной стойкости этих сплавов. Хромированное покрытие отлично противостоит воздействию влажного атмосферного воздуха, соленого морского воздуха, воды, азотной и большинства органических кислот. Такие покрытия бывают двух назначений: защитные и декоративные. Толщина защитных покрытий составляет порядка 0,1 мм, они наносятся непосредственно на изделие и придают ему повышенную износостойкость. Декоративные покрытия имеют эстетическое значение, наносятся на слой другого металла (меди или никеля), который собственно выполняет защитную функцию. Толщина такого покрытия всего 0,0002–0,0005 мм.

Соединения хрома также активно используются в различных областях.

Основная хромовая руда - хромит FeCr2O4 используется в производстве огнеупоров. Магнезитохромитовые кирпичи химически пассивны и термостойки, они выдерживают резкие многократные изменения температур, поэтому их используют в конструкциях сводов мартеновских печей и рабочем пространстве других металлургических устройств и сооружений.

Твердость кристаллов оксида хрома (III) - Cr2O3 соизмерима с твердостью корунда, что обеспечило его применение в составах шлифовальных и притирочных паст, используемых в машиностроении, ювелирной, оптической и часовой промышленности. Его также применяют в качестве катализатора гидрирования и дегидрирования некоторых органических соединений. Cr2O3 используется в живописи в виде зеленого пигмента и для окраски стекла.

Хромат калия - K2CrO4 применяется при дублении кож, в качестве протравы в текстильной промышленности, в производстве красителей, при отбеливании воска.

Дихромат калия (хромпик) - K2Cr2O7 также используется при дублении кож, протраве при окрашивании тканей, является ингибитором коррозии металлов и сплавов. Используется при изготовлении спичек и в лабораторных целях.

Хлорид хрома (II) CrCl2 - очень сильный восстановитель, легко окисляется даже кислородом воздуха, что используется в газовом анализе для количественного поглощения О2. Кроме того, ограниченно используется при получении хрома электролизом расплавов солей и хроматометрии.

Хромокалиевые квасцы K2SO4.Cr2(SO4)3 24H2O используются в основном в текстильной промышленности - при дублении кожи.

Безводный хлорид хрома CrCl3 применяется для нанесения покрытий хрома на поверхность сталей химическим осаждением из газовой фазы, является составной частью некоторых катализаторов. Гидраты CrCl3 - протрава при крашении тканей.

Из хромата свинца РbCrО4 изготовляют различные красители.

Раствором бихромата натрия очищают и травят поверхность стальной проволоки перед цинкованием, а также осветляют латунь. Из бихромата натрия получают хромовую кислоту, которая используется в качестве электролита при хромировании металлических деталей.

Производство

В природе хром встречается в основном в виде хромистого железняка FeO∙Cr2O3, при его восстановлении углем получается сплав хрома с железом — феррохром, который непосредственно используется в металлургической промышленности при производстве хромистых сталей. Содержание хрома в таком составе доходит до 80 % (по массе).

Восстановление оксида хрома (III) углем предназначено для получения высокоуглеродистого хрома, необходимого для производства специальных сплавов. Процесс проводится в электродуговой печи.

Для получения чистого хрома предварительно получают оксид хрома (III), а затем восстанавливают его алюминотермическим способом. При этом предварительно смесь из порошкового или в виде стружки алюминия (Al) и шихту оксида хрома (Cr2O3) прогревают до температуры 500-600° С. Затем, возбуждают восстановление смесью перекиси бария с порошком алюминия, либо запалом части шихты с последующим добавлением оставшейся части. В этом процессе важно, чтобы образовавшейся тепловой энергии хватило на плавление хрома и его отделения от шлака.

Cr2O3 + 2Al = 2Cr + 2Al2O3

Получаемый таким способом хром содержит некое количество примесей: железа 0,25-0,40 %, серы 0,02 %, углерода 0,015–0,02 %. Содержание чистого вещества составляет 99,1–99,4 %. Такой хром хрупок и легко перемалывается в порошок.

Реальность такого метода была доказана и продемонстрирована еще в 1859 году Фридрихом Вёлером. В промышленных масштабах же алюмотермическое восстановление хрома стало возможно только после того, как стал доступным метод получения дешевого алюминия. Гольдшмидт первым разработал безопасный способ регулирования сильно экзотермического (следовательно - взрывоопасного) процесса восстановления.

При необходимости получения высокочистого хрома в промышленности используют электролитические методы. Электролизу подвергают смеси хромового ангидрида, хромоаммонийных квасцов или сульфата хрома с разбавленной серной кислотой. Оседающий в процессе электролиза на алюминиевых или нержавеющих катодах хром содержит растворенные газы в качестве примесей. Чистоты 99,90–99,995 % удается добиться с помощью высокотемпературной (1500-1700° С) очистки в потоке водорода и вакуумной дегазации. Передовые методики рафинирования электролитического хрома удаляют серу, азот, кислород и водород из «сырого» продукта.

Кроме того, возможно получение металлического Cr электролизом расплавов СrCl3 или CrF3 в смеси с фторидами калия, кальция, натрия при температуре 900° C в среде аргона.

Возможность электролитического способа получения чистого хрома доказал Бунзен в 1854 году, подвергая электролизу водный раствор хлорида хрома.

В промышленности используется и силикотермический способ получения чистого хрома. При этом хром из окиси восстанавливается кремнием:

2Cr2O3 + 3Si + 3CaO = 4Cr + 3CaSiO3

Силикотермически хром выплавляют в дуговых печах. Добавка негашеной извести позволяет перевести тугоплавкий диоксид кремния в легкоплавкий шлак силикат кальция. Чистота силикотермического хрома примерно такая же, как и алюминотермического, однако, естественно, содержание в нем кремния несколько выше, а алюминия несколько ниже.

Еще Cr можно получать восстановлением Cr2O3 водородом при 1500° С, восстановлением безводного CrCl3 водородом, щелочными или щелочноземельными металлами, магнием и цинком.

Для получения хрома пытались применить и другие восстановители - углерод, водород, магний. Однако эти способы не получили широкого распространения.

В процессе Ван Аркеля – Кучмана – Де Бура применяется разложение иодида хрома (III) на нагретой до 1100° С проволоке с осаждением на ней чистого металла.

Физические свойства

Хром — твердый, весьма тяжелый, тугоплавкий, ковкий металл серо-стального цвета. Чистый хром довольно пластичен, кристаллизуется в объемно-центрированной решетке, а = 2,885Å (при температуре 20° С). При температуре около 1830° С велика вероятность преобразования в модификацию с гранецентрированной решеткой, а = 3,69Å. Атомный радиус 1,27 Å; ионные радиусы Cr2+ 0,83Å, Cr3+ 0,64Å, Cr6+ 0,52 Å.

Температура плавления хрома напрямую зависит от его чистоты. Поэтому определение этого показателя для чистого хрома весьма сложная задача - ведь даже небольшое содержание примесей азота или кислорода могут существенно изменить значение температуры плавления. Множество исследователей на протяжении не одного десятилетия занимались этим вопросом и получали далекие друг от друга результаты: от 1513 до 1920° C. Ранее было принято считать, что этот металл плавится при температуре 1890° C, но современные исследования указывают температуру в 1907° С, хром кипит при температуре свыше 2500° C - данные также разнятся: от 2199° C до 2671° С. Плотность хрома меньше, чем у железа; она составляет 7,19 г\см3 (при температуре 200° C).

Хрому свойственны все основные характеристики металлов - он хорошо проводит теплоту, его сопротивление электрическому току очень мало, как и большинство металлов, хром имеет характерный блеск. Кроме того, этот элемент имеет одну очень интересную особенность: дело в том, что при температуре 37° C его поведение не поддается объяснению - происходит резкое изменение многих физических свойств, это изменение имеет скачкообразный характер. Хром, как заболевший человек при температуре 37° C начинает капризничать: внутреннее трение хрома достигает максимума, модуль упругости падает до минимальных значений. Скачет значение электропроводности, постоянно изменяется термоэлектродвижущая сила, коэффициент линейного расширения. Данный феномен ученые пока объяснить не могут.

Удельная теплоемкость хрома 0,461 кДж/(кг.К) или 0,11 кал/(г °С) (при температуре 25°С); коэффициент теплопроводности 67 Вт/(м К) или 0,16 кал/(см сек °С) (при температуре 20 °С). Термический коэффициент линейного расширения 8,24 10-6 (при 20 °С). Хром при температуре 20 °С имеет удельное электросопротивление 0,414 мком м, а его термический коэффициент электросопротивления в интервале 20-600° С составляет 3,01 10-3.

Известно, что хром очень чувствителен к примесям – самые малые доли других элементов (кислород, азот, углерод) способны сделать хром очень хрупким. Получить же хром без этих примесей крайне трудно. По этой причине данный металл в конструкционных целях не используется. Зато в металлургии он активно применяется, как легирующий материал, так как его добавка в сплав делает сталь твердой и износостойкой, ведь хром самый твердый из всех металлов - он подобно алмазу режет стекло! Твердость высокочистого хрома по Бринеллю 7-9 Мн/м2 (70-90 кгс/см2). Хромом легируют пружинные, рессорные, инструментальные, штамповые и шарикоподшипниковые стали. В них (кроме шарикоподшипниковых сталей) хром присутствует вместе с марганцем, молибденом, никелем, ванадием. Добавка хрома к обычным сталям (до 5 % Сr) улучшает их физические свойства и делает металл более восприимчивым к термической обработке.

Хром антиферромагнитен, удельная магнитная восприимчивость 3,6 10-6. Удельное электрическое сопротивление 12,710-8 Ом. Температурный коэффициент линейного расширения хрома 6,210-6. Теплота парообразования этого металла составляет 344,4 кДж/Моль.

Хром устойчив к коррозии на воздухе и в воде.

Химические свойства

Химически хром довольно инертен, это объясняется наличием на его поверхности прочной тонкой пленки оксида. На воздухе Cr не окисляется, даже в присутствии влаги. При нагреве окисление протекает исключительно на поверхности металла. При 1200° C пленка разрушается, и окисление протекает гораздо быстрее. При 2000° C хром сгорает с образованием зелёного оксида хрома (III) Cr2O3, обладающего амфотерными свойствами. Сплавляя Cr2O3 со щелочами, получают хромиты:

Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O

Непрокаленный оксид хрома (III) легко растворяется в щелочных растворах и в кислотах:

Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3Н2О

В соединениях хром в основном проявляет степени окисления Cr+2, Cr+3, Cr+6. Наиболее устойчивыми являются Cr+3 и Cr+6. Так же существуют некоторые соединения, где хром имеет степени окисления Cr+1, Cr+4, Cr+5. Соединения хрома весьма разнообразны по цвету: белые, синие, зеленые, красные, фиолетовые, черные и многие другие.

Хром легко реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот с образованием хлорида и сульфата хрома и выделением водорода:

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2

Царская водка и азотная кислота пассивируют хром. Причем пассивированный азотной кислотой хром не растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах даже при длительном кипячении в их растворах, но в какой-то момент растворение все-таки происходит, сопровождаемое бурным вспениванием от выделившегося водорода. Этот процесс объясняется тем, что хром из пассивного состояния переходит в активное, в котором металл не защищен защитной пленкой. Причем, если в процессе растворения вновь добавить азотной кислоты, то реакция прекратится, так как хром вновь пассивируется.

При обычных условиях хром взаимодействует с фтором, образуя CrF3. При температурах выше 600° C происходит взаимодействие с водяными парами, результатом такого взаимодействия является оксид хрома (III) Сr2О3:

4Cr + 3O2 = 2Cr2O3

Cr2O3, представляет собой зеленые микрокристаллы с плотностью 5220 кг/м3 и высокой температурой плавления (2437° С). Оксид хрома (III) проявляет амфотерные свойства, но весьма инертен, его трудно растворить в водных кислотах и щелочах. Оксид хрома(III) довольно токсичен. Попадая на кожу, он способен вызывать экзему и другие кожные заболевания. Поэтому, при работе с оксидом хрома (III) обязательно необходимо использовать средства индивидуальной защиты.

Помимо окиси, известны другие соединения с кислородом: CrO, CrO3, получаемые косвенным путем. Наибольшую опасность представляет вдыхаемый аэрозоль оксида, вызывающий тяжелые заболевания верхних дыхательных путей и легких.

Хром образует большое число солей с кислородосодержащими компонентами.

Хром (Cr), химический элемент VI группы периодической системы Менделеева. Относится к переходным металлом с атомным номером 24 и атомной массой 51,996. В переводе с греческого, название металла означает «цвет». Такому названию металл обязан разнообразной цветовой гамме, которая присуща его различным соединениям.

Физические характеристики хрома

Металл обладает достаточной твердостью и хрупкостью одновременно. По шкале Мооса твердость хрома оценивается в 5,5. Этот показатель означает, что хром имеет максимальную твердость из всех известных на сегодня металлов, после урана, иридия, вольфрама и бериллия. Для простого вещества хрома характерен голубовато-белый окрас.

Металл не относится к редким элементам. Его концентрация в земной коре достигает 0,02% масс. долей. В чистом виде хром не встречается никогда. Он содержится в минералах и рудах, которые являются главным источником добычи металла. Хромит (хромистый железняк, FeO*Cr 2 O 3) считается основным соединением хрома. Еще одним достаточно распространенным, однако менее важным минералом, является крокоит PbCrO 4 .

Металл легко поддается плавке при температуре 1907 0 С (2180 0 К или 3465 0 F). При температуре в 2672 0 С - закипает. Атомная масса металла составляет 51,996 г/моль.

Хром является уникальным металлом благодаря своим магнитным свойствам. В условиях комнатной температуры ему присуще антиферромагнитное упорядочение, в то время, как другие металлы обладают им в условиях исключительно пониженных температур. Однако, если хром нагреть выше 37 0 С, физические свойства хрома изменяются. Так, существенно меняется электросопротивление и коэффициент линейного расширения, модуль упругости достигает минимального значения, а внутреннее трение значительно увеличивается. Такое явление связано с прохождением точки Нееля, при которой антиферромагнитные свойства материала способны изменяться на парамагнитные. Это означает, что первый уровень пройден, и вещество резко увеличилось в объеме.

Строение хрома представляет собой объемно-центрированную решетку, благодаря которой металл характеризуется температурой хрупко-вязкого периода. Однако, в случае с данным металлом, огромное значение имеет степень чистоты, поэтому, величина находится в пределах -50 0 С - +350 0 С. Как показывает практика, раскристаллизированный металл не имеет никакой пластичности, но мягкий отжиг и формовка делают его ковким.

Химические свойства хрома

Атом имеет следующую внешнюю конфигурацию: 3d 5 4s 1 . Как правило, в соединениях хром имеет следующие степени окисления: +2, +3, +6, среди которых наибольшую устойчивость проявляет Сr 3+ .Кроме этого существуют и другие соединения, в которых хром проявляет совершенно иную степень окисления, а именно: +1, +4, +5.

Металл не отличается особой химической активностью. Во время нахождения хрома в обычных условиях, металл проявляет устойчивость к влаге и кислороду. Однако, данная характеристика не относится к соединению хрома и фтора - CrF 3 , которое при воздействии температур, превышающих 600 0 С, взаимодействует с парами воды, образуя в результате реакции Сr 2 О 3 , а также азотом, углеродом и серой.

Во время нагревания металлического хрома, он взаимодействует с галогенами, серой, кремнием, бором, углеродом, а также некоторыми другими элементами, в результате чего получаются следующие химические реакции хрома:

Cr + 2F 2 = CrF 4 (с примесью CrF 5)

2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3

2Cr + 3S = Cr 2 S 3

Хроматы можно получить, если нагреть хром с расплавленной содой на воздухе, нитратами или хлоратами щелочных металлов:

2Cr + 2Na 2 CO 3 + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2 .

Хром не обладает токсичностью, чего нельзя сказать о некоторых его соединениях. Как известно, пыль данного металла, при попадании в организм, может раздражать легкие, через кожу она не усваивается. Но, поскольку в чистом виде он не встречается, то его попадание в человеческий организм является невозможным.

Трехвалентный хром попадает в окружающую среду во время добычи и переработки хромовой руды. В человеческий организм попадание хрома вероятно в виде пищевой добавки, используемой в программах по похудению. Хром с валентностью, равной +3, является активным участником синтеза глюкозы. Ученые установили, что излишнее употребление хрома особого вреда человеческому организму не наносит, поскольку не происходит его всасывание, однако, он способен накапливаться в организме.

Соединения, в котором участвует шестивалентный металл, являются крайне токсичными. Вероятность их попадания в человеческий организм появляется во время производства хроматов, хромирования предметов, во время проведения некоторых сварочных работ. Попадание такого хрома в организм чревато серьезными последствиями, так как соединения, в которых присутствует шестивалентный элемент, представляют собой сильные окислители. Поэтому, могут вызвать кровотечение в желудке и кишечнике, иногда с прободением кишечника. При попадании таких соединений на кожу возникают сильные химические реакции в виде ожогов, воспалений, возникновения язв.

В зависимости от качества хрома, которое необходимо получить на выходе, существует несколько способов производства металла: электролизом концентрированных водных растворов оксида хрома, электролизом сульфатов, а также восстановлением оксидом кремния. Однако, последний способ не очень популярен, так как при нем на выходе получается хром с огромным количеством примесей. Кроме того, он также является экономически невыгодным.

В 1766 году профессор химии и заведующий Химической лабораторией Петербургской АН И.Г. Леман описал новый минерал, найденный на Урале на Березовском руднике, который получил название "сибирский красный свинец", PbCrO 4 . Современное название - крокоит. В 1797 французский химик Л. Н. Воклен выделил из него новый тугоплавкий металл.
Название элемент получил от греч. χρῶμα - цвет, краска - из-за разнообразия окраски своих соединений.

Нахождение в природе и получение:

Наиболее распространённым минералом хрома является хромистый железняк FeCr 2 O 4 (хромит), богатые месторождения которого имеются на Урале и в Казахстане, вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO 4 . Массовая доля хрома в земной коре составляет 0,03%. Природный хром состоит из смеси пяти изотопов c массовыми числами 50, 52, 53, 54 и 56; искусственно получены и другие, радиоактивные, изотопы.
Основные количества хрома получают и используют в виде сплава с железом, феррохрома, восстанавливая хромит коксом: FeCr 2 O 4 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO
Чистый хром получают, восстанавливая алюминием его оксид: Cr 2 O 3 + 2Al = 2Cr + Al 2 O 3
или электролизом водных растворов соединений хрома.

Физические свойства:

Хром - серовато-белый блестящий металл, по внешнему виду похож на сталь, один из самых твердых металлов, r = 7,19г/см 3 , Tпл=2130K, Tкип=2945K. Хром обладает всеми характерными для металлов свойствами - хорошо проводит тепло, электрический ток, имеет присущий большинству металлов блеск.

Химические свойства:

Хром устойчив на воздухе за счёт пассивирования - образования защитной оксидной пленки. По этой же причине не реагирует с концентрированной серной и азотной кислотами. При 2000°C сгорает с образованием зелёного оксида хрома(III) Cr 2 O 3 .
При нагревании реагирует со многими неметаллами, часто образуя соединения нестехиометрического состава карбиды, бориды, силициды, нитриды и др.
Хром образует многочисленные соединения в различных степенях окисления, в основном +2, +3, +6.

Важнейшие соединения:

Степень окисления +2 - основный оксид CrO (чёрный), гидроксид Cr(OH) 2 (желтый). Соли хрома(II) (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей хрома(III) цинком в кислой среде. Очень сильные восстановители, медленно окисляются водой с выделением водорода.

Степень окисления +3 - наиболее устойчивая степень окисления хрома, ей соответствуют: амфотерный оксид Cr 2 O 3 и гидроксид Cr(OH) 3 (оба - серо-зелёного цвета), соли хрома(III) - серо-зеленого или фиолетового цвета, хромиты MCrO2, которые получаются при сплавлении оксида хрома со щелочами, тетра- и гексагидроксохроматы(III) получаемые при растворении гидроксида хрома(III) в растворах щелочей (зеленого цвета), многочисленные комплексные соединения хрома.

Степень окисления +6 - вторая характерная степень окисления хрома, ей отвечают соответствует кислотный оксид хрома(VI) CrO 3 (красные кристаллы, растворяется в воде, образуя хромовые кислоты), хромовая H 2 CrO 4 , дихромовая H 2 Cr 2 O 7 и полихромовые кислоты, соответствующие соли: желтые хроматы и оранжевые дихроматы. Соединения хрома(VI) сильные окислители, особенно в кислой среде, восстанавливаются до соединений хрома(III)
В водном растворе хроматы переходят в дихроматы при изменении кислотности среды:
2CrO 4 2- + 2H + Cr 2 O 7 2- + H 2 O, что сопровождается изменением окраски.

Применение

Хром, в виде феррохрома используется при производстве легированных видов стали (в частности, нержавеющих), и других сплавов. Сплавы хрома: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности, сплав с никелем (нихром) - для производства нагревательных элементов. Большие количества хрома используются в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование).

Биологическая роль и физиологическое действие

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, металлическая пыль хрома раздражает ткани лёгких. Соединения хрома(III) вызывают дерматиты. Соединения хрома(VI) приводят к разным заболеваниям человека, в том числе и онкологическим. ПДК хрома(VI) в атмосферном воздухе 0,0015 мг/м 3

Кононова А.С., Наков Д.Д., ТюмГУ, 501(2) группа, 2013 г.

Источники:
Хром (элемент) // Википедия. URL: http://ru.wikipedia.org/wiki/Хром (дата обращения: 6.01.2014).
Популярная библиотека химических элементов: Хром. // URL:

Пособие-репетитор по химии

Продолжение. Cм. в № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18/2008

ЗАНЯТИЕ 25

10-й класс (первый год обучения)

Хром и его соединения

1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.

2. Происхождение названия.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства.

5. Нахождение в природе.

6. Основные методы получения.

7. Важнейшие соединения хрома:

а) оксид и гидроксид хрома(II);

б) оксид и гидроксид хрома(III), их амфотерные свойства;

в) оксид хрома(VI), хромовая и дихромовая кислота, хроматы и дихроматы.

9. Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома.

Хром расположен в побочной подгруппе VI группы таблицы Д.И.Менделеева. При составлении электронной формулы хрома необходимо вспомнить, что в связи с большей устойчивостью конфигурации 3d 5 у атома хрома наблюдается проскок электрона и электронная формула имеет вид: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 1 3d 5 . В соединениях хром может проявлять степени окисления +2, +3 и +6 (степень окисления +3 является наиболее устойчивой):

Хром получил свое название от греческого слова chroma (цвет, краска) из-за яркой разнообразной окраски его соединений.

Хром – белый блестящий металл, очень твердый, хрупкий, тугоплавкий. Устойчив к коррозии. На воздухе покрывается оксидной пленкой, из-за чего поверхность становится матовой.

Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

При обычных условиях хром – неактивный металл и реагирует только со фтором. Но при нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и хром реагирует со многими простыми и сложными веществами (аналогично Al).

4Cr + 3O 2 2Cr 2 O 3 .

Металлы (–).

Неметаллы (+):

2Cr + 3Cl 2 2CrCl 3 ,

2Cr + 3F 2 = 2CrF 3 ,

2Cr + 3SCr 2 S 3 ,

Н 2 О (+/–):*

2Cr + 3H 2 O (пар)Cr 2 O 3 + 3H 2 .

Основные оксиды (–).

Кислотные оксиды (–).

Основания (+/–):

2Cr + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 .

Кислоты-неокислители (+).

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 .

Кислоты-окислители (–). Пассивация.

Соли (+/–):

2Cr + 3CuSO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Cu,

Cr + CaCl 2 нет реакции.

В п р и р о д е элемент хром представлен четырьмя изотопами с массовыми числами 50, 52, 53 и 54. В природе хром встречается только в виде соединений, важнейшими из которых являются хромистый железняк, или хромит (FeOжCr 2 O 3) и свинцовая красная руда (PbCrO 4).

Металлический хром получают: 1) из его оксида с помощью алюмотермии:

Cr 2 O 3 + 2Al 2Cr + Al 2 O 3 ,

2) электролизом водных растворов или расплавов его солей:

Из хромистого железняка в промышленности получают сплав железа с хромом – феррохром, широко используемый в металлургии:

FeO Cr 2 O 3 + 4CFe + 2Cr + 4CO.

В а ж н е й ш и е с о е д и н е н и я х р о м а

Хром образует три оксида и соответствующих им гидроксида, характер которых закономерно изменяется с увеличением степени окисления хрома:

Оксид хрома (II) (CrO) – твердое, не растворимое при обычных условиях в воде вещество ярко-красного или коричнево-красного цвета, типичный основной оксид. Оксид хрома(II) легко окисляется на воздухе при нагревании, восстанавливается до чистого хрома.

CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O,

4CrO + O 2 2Сr 2 O 3 ,

CrO + H 2 Сr + H 2 O.

Получают оксид хрома(II) прямым окислением хрома:

2Cr + O 2 2СrO.

Гидроксид хрома (II) (Cr(OH) 2) – нерастворимое в воде вещество желтого цвета, слабый электролит, проявляет основные свойства, хорошо растворяется в концентрированных кислотах; легко окисляется в присутствии влаги кислородом воздуха; при прокаливании на воздухе разлагается с образованием оксида хрома(III):

Cr(OH) 2 + 2HCl = CrCl 2 + 2H 2 O,

4Cr(OH) 2 + O 2 2Сr 2 O 3 + 4H 2 O.

Получают гидроксид хрома(II) реакцией обмена между солью хрома(II) и раствором щелочи в отсутствие кислорода:

CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl.

Оксид хрома (III) (Cr 2 O 3) проявляет амфотерные свойства. Это тугоплавкий (по твердости сравним с корундом) порошок зеленого цвета, не растворяется в воде. Канцероген! Получают его при разложении дихромата аммония, гидроксида хрома(III), восстановлением дихромата калия или прямым окислением хрома:

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

2Cr(OH) 3 Cr 2 O 3 + 3H 2 O,

2K 2 Cr 2 O 7 + 3С2Cr 2 O 3 + 2K 2 CO 3 + СO 2 ,

4Cr + 3O 2 2Cr 2 O 3 .

При обычных условиях оксид хрома(III) плохо растворяется в кислотах и щелочах; амфотерные свойства он проявляет при сплавлении со щелочами или с карбонатами щелочных металлов (образуя хромиты); при высоких температурах оксид хрома(III) можно восстановить до чистого металла:

Cr 2 O 3 + 2KOH 2KCrO 2 + H 2 O,

Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 2NaCrO 2 + CO 2 ,

Cr 2 O 3 + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2 O,

2Cr 2 O 3 + 3С4Cr + 3СO 2 .

Гидроксид хрома (III) (Cr(OH) 3) осаждается при действии щелочей на соли трехвалентного хрома (серо-зеленый осадок):

CrCl 3 + 3NaOH (недостаток) = Сr(OH) 3 + 3NaCl.

Он проявляет амфотерные свойства, растворяясь как в кислотах, так и в избытке щелочей; термически неустойчив:

Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O,

Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3 ,

Cr(OH) 3 + KOH KCrO 2 + 2H 2 O,

2Cr(OH) 3 Cr 2 O 3 + 3H 2 O.

Оксид хрома (VI) (CrO 3) – кристаллическое вещество темно-красного цвета, ядовит, проявляет кислотные свойства. Хорошо растворим в воде, при растворении этого оксида в воде образуются хромовые кислоты; как кислотный оксид CrO 3 взаимодействует с основными оксидами и со щелочами; термически неустойчив; является сильнейшим окислителем:

CrO 3 + H 2 O =

2CrO 3 + H 2 O =

CrO 3 + K 2 OK 2 CrO 4 ,

CrO 3 + 2NaOH = Na 2 CrO 4 + H 2 O,

4CrO 3 2Cr 2 O 3 + 3O 2 ,

Получают этот оксид взаимодействием сухих хроматов и дихроматов с концентрированной серной кислотой:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 (конц.)2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O,

K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 (конц.)CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Хромовая и дихромовая кислоты существуют только в водных растворах, но образуют устойчивые соли – хроматы и дихроматы . Хроматы и их растворы имеют желтую окраску, а дихроматы – оранжевую. Хромат-ионы и дихромат-ионы легко переходят друг в друга при изменении среды раствора. В кислой среде хроматы переходят в дихроматы, раствор приобретает оранжевую окраску; в щелочной среде дихроматы переходят в хроматы, раствор становится желтым:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4)K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O,

K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH)2K 2 CrO 4 + H 2 O.

Ион устойчив в щелочной среде, а – в кислой.

О к и с л и т е л ь н о–в о с с т а н о в и т е л ь н ы е с в о й с т в а
с о е д и н е н и й х р о м а

Из всех соединений хрома наиболее устойчивыми являются соединения со степенью окисления хрома +3. Соединения хрома со степенью окисления +2 являются сильными восстановителями и легко окисляются до +3:

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Cr(OH) 3 ,

4CrCl 2 + 4HCl + O 2 = 4CrCl 3 + 2H 2 O.

Соединения, содержащие хром в степени окисления +6, являются сильными окислителями, хром при этом восстанавливается от +6 до +3:

K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 = 3S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O.

Для обнаружения спирта в выдыхаемом воздухе используется реакция, основанная на окислительной способности оксида хрома(VI):

4CrO 3 + 3С 2 H 5 OH 2Cr 2 O 3 + 3CH 3 COOH + 3H 2 O.

Раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте называют хромовой смесью и используют для очистки химической посуды.

Тест по теме «Хром и его соединения»

1. Некоторый элемент образует все три типа оксидов (основный, амфотерный и кислотный). Степень окисления элемента в амфотерном оксиде будет:

а) минимальной;

б) максимальной;

в) промежуточной между минимальной и максимальной;

г) может быть любой.

2. При взаимодействии свежеприготовленного осадка гидроксида хрома(III) с избытком раствора щелочи образуется:

а) средняя соль; б) основная соль;

в) двойная соль; г) комплексная соль.

3. Общее число электронов на предвнешнем уровне атома хрома составляет:

а) 12; б) 13; в) 1; г) 2.

4. Какой из оксидов металлов относится к кислотным?

а) Оксид меди(II); б) оксид хрома(VI);

в) оксид хрома(III); г) оксид железа(III).

5. Какая масса дихромата калия (в г) необходима для окисления 11,2 г железа в сернокислом растворе?

а) 58,8; б) 14,7; в) 294; г) 29,4.

6. Какую массу воды (в г) необходимо выпарить из 150 г 10%-го раствора хлорида хрома(III) для получения 30%-го раствора этой соли?

а) 100; б) 20; в) 50; г) 40.

7. Молярная концентрация серной кислоты в растворе равна 11,7 моль/л, а плотность раствора составляет 1,62 г/мл. Массовая доля серной кислоты в этом растворе равна (в %):

а) 35,4; б) 98; в) 70,8; г) 11,7.

8. Число атомов кислорода в 19,4 г хромата калия равно:

а) 0,602 10 23 ; б) 2,408 10 23 ;

в) 2,78 10 23 ; г) 6,02 10 23 .

9. Лакмус покажет красную окраску в водном растворе (возможно несколько правильных ответов):

а) хлорида хрома(III); б) хлорида хрома(II);

в) хлорида калия; г) соляной кислоты.

10. Переход хромата в дихромат происходит в … среде и сопровождается процессом:

а) кислая, процесс восстановления;

б) кислая, не происходит изменения степеней окисления;

в) щелочная, процесс восстановления;

г) щелочная, не происходит изменения степеней окисления.

Ключ к тесту

Качественные задачи по идентификации веществ 1. Водный раствор некоторой соли разделили на две части. Одну из них обработали избытком щелочи и нагрели, выделившийся газ изменил цвет красного лакмуса на синий. Другую часть обработали соляной кислотой, выделившийся газ вызвал помутнение известковой воды. Какую соль подвергли анализу? Подтвердите свой ответ уравнениями реакций.

Ответ . Карбонат аммония.

2. При добавлении к водному раствору вещества А (раздельно) аммиака, сульфида натрия и нитрата серебра образуются белые осадки, причем два из них - одинакового состава. Что собой представляет вещество А? Напишите уравнения реакций.

Решение

Вещество А – AlCl 3 .

AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 + 3NH 4 Cl,

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl,

AlCl 3 + 3AgNO 3 = 3AgCl + Al(NO 3) 3 .

Ответ . Хлорид алюминия.

3. При сгорании в присутствии кислорода бесцветного газа А с резким характерным запахом образуется другой газ В, без цвета и запаха, реагирующий при комнатной температуре с литием с образованием твердого вещества С. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Решение

Вещество А – NH 3 ,

вещество В – N 2 ,

вещество С – Li 3 N.

4NH 3 + 3O 2 2N 2 + 6H 2 O,

N 2 + 6Li = 2Li 3 N.

Ответ . NH 3 , N 2 , Li 3 N.

4. Бесцветный газ А с характерным резким запахом реагирует с другим бесцветным газом В, имеющим запах тухлых яиц. В результате реакции образуется простое С и сложное вещество. Вещество С взаимодействует с медью с образованием соли черного цвета. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . SO 2 , H 2 S, S.

5. Бесцветный газ А с резким характерным запахом, легче воздуха, реагирует с сильной кислотой В, при этом образуется соль С, водный раствор которой не образует осадков ни с хлоридом бария, ни с нитратом серебра. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций (один из возможных вариантов).

Ответ . NH 3 , HNO 3 , NH 4 NO 3 .

6. Простое вещество А, образованное атомами второго по распространенности элемента земной коры, реагирует при нагревании с оксидом железа(II), в результате чего образуется соединение В, нерастворимое в водных растворах щелочей и кислот (кроме плавиковой). Вещество В при сплавлении с негашеной известью образует нерастворимую соль С. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций (один из возможных вариантов).

Ответ . Si, SiO 2 , CaSiO 3 .

7. Нерастворимое в воде соединение А бурого цвета при нагревании разлагается с образованием двух оксидов, один из которых – вода. Другой оксид В восстанавливается углем с образованием металла С, вторым по распространенности в природе металлом. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ . Fe(OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe.

8. Вещество А, входящее в состав одного из самых распространенных минералов, при обработке соляной кислотой образует газ В. При взаимодействии вещества В при нагревании с простым веществом С образуется только одно соединение – горючий газ без цвета и запаха. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . CaCO 3 , CO 2 , C.

9. Легкий металл А, реагирующий с разбавленной серной кислотой, но не реагирующий на холоде с концентрированной серной кислотой, взаимодействует с раствором гидроксида натрия, при этом образуются газ и соль В. При добавлении к веществу В соляной кислоты образуется соль С. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . Al, NaAlO 2 , NaCl.

10. Вещество А представляет собой мягкий, хорошо режущийся ножом серебристо-белый металл, легче воды. При взаимодействии вещества А с простым веществом В образуется соединение С, растворимое в воде с образованием щелочного раствора. При обработке вещества С соляной кислотой выделяется газ с неприятным запахом и образуется соль, окрашивающая пламя горелки в фиолетовый цвет. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . K, S, K 2 S.

11. Бесцветный газ А с резким характерным запахом окисляется кислородом в присутствии катализатора в соединение В, представляющее собой летучую жидкость. Вещество В, вступая в реакцию с негашеной известью, образует соль С. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . SO 2 , SO 3 , CaSO 4 .

12. Простое вещество А, жидкое при комнатной температуре, реагирует с серебристо-белым легким металлом В, образуя соль С, которая при обработке раствором щелочи дает белый осадок, растворяющийся в избытке щелочи. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . Br 2 , Al, AlBr 3 .

13. Твердое простое вещество А желтого цвета реагирует с серебристо-белым легким металлом В, в результате чего образуется соль С, полностью гидролизующаяся в водном растворе с образованием белого осадка и ядовитого газа с неприятным запахом. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . S, Al, Al 2 S 3 .

14. Простое неустойчивое газообразное вещество А превращается в другое простое вещество В, в атмосфере которого сгорает металл С; продуктом этой реакции является оксид, в котором металл находится в двух степенях окисления. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . O 3 , O 2 , Fe.

15. Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета А при нагревании разлагается с образованием простого газообразного вещества В, в атмосфере которого сгорает простое вещество С, образуя бесцветный газ без запаха, входящий в небольших количествах в состав воздуха. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . KMnO 4 , O 2 , C.

16. Простое вещество А, являющееся полупроводником, реагируя с простым газообразным веществом В, образует соединение С, не растворяющееся в воде. При сплавлении со щелочами вещество С образует соединения, называемые растворимыми стеклами. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций (один из возможных вариантов).

Ответ . Si, O 2 , SiO 2 .

17. Ядовитый бесцветный газ А с неприятным запахом разлагается при нагревании на простые вещества, одно из которых В представляет собой твердое вещество желтого цвета. При сгорании вещества В образуется бесцветный газ С с неприятным запахом, обесцвечивающий многие органические краски. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . H 2 S, S, SO 2 .

18. Летучее водородное соединение А сгорает в воздухе, образуя вещество В, растворимое в плавиковой кислоте. При сплавлении вещества В с оксидом натрия образуется растворимая в воде соль С. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . SiH 4 , SiO 2 , Na 2 SiO 3 .

19. Труднорастворимое в воде соединение А белого цвета в результате прокаливания при высокой температуре с углем и песком в отсутствие кислорода образует простое вещество В, существующее в нескольких аллотропных модификациях. При сгорании этого вещества в воздухе образуется соединение С, растворяющееся в воде с образованием кислоты, способной образовывать три ряда солей. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ . Ca 3 (PO 4) 2 , P, P 2 O 5 .

* Знак +/– означает, что данная реакция протекает не со всеми реагентами или в специфических условиях.

Продолжение следует

Цель: углубить знания учащихся по теме занятия.

Задачи:

• дать характеристику хрома как простого вещества;
• познакомить учащихся с соединениями хрома разной степени окисления;
• показать зависимость свойств соединений от степени окисления;
• показать окислительно – восстановительные свойства соединений хрома;
• продолжить формирование умений учащихся записывать уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде, составлять электронный баланс;
• продолжить формирование умений наблюдать химический эксперимент.

Форма занятия: лекция с элементами самостоятельной работы учащихся и наблюдением за химическим экспериментом.

Ход занятия

I. Повторение материала предыдущего занятия.

1. Ответить на вопросы и выполнить задания:

Какие элементы относятся к подгруппе хрома?

Написать электронные формулы атомов

К какому типу элементов относятся?

Какие степени окисления проявляют в соединениях?

Как изменяется радиус атомов и энергия ионизации от хрома к вольфраму?

Можно предложить заполнить учащимся заполнить таблицу, используя табличные величины радиусов атомов, энергии ионизации и сделать выводы.

Образец таблицы:

2. Заслушать сообщение учащегося по теме «Элементы подгруппы хрома в природе, получение и применение».

II. Лекция.

План лекции:

1. Хром.
2. Соединения хрома. (2)

• Оксид хрома; (2)
• Гидроксид хрома. (2)

1. Соединения хрома. (3)

• Оксид хрома; (3)
• Гидроксид хрома. (3)

1. Соединения хрома (6)

• Оксид хрома; (6)
• Хромовая и дихромовая кислоты.

1. Зависимость свойств соединений хрома от степени окисления.
2. Окислительно – восстановительные свойства соединений хрома.

1. Хром.

Хром – это белый с голубоватым отливом блестящий металл, очень твердый (плотность 7, 2 г/см 3), температура плавления 1890˚С.

Химические свойства: хром при обычных условиях неактивный металл. Это объясняется тем, что его поверхность покрыта оксидной пленкой (Сr 2 О 3). При нагревании оксидная пленка разрушается, и хром реагирует с простыми веществами при высокой температуре:

• 4Сr +3О 2 = 2Сr 2 О 3
• 2Сr + 3S = Сr 2 S 3
• 2Сr + 3Cl 2 = 2СrСl 3

Задание: составить уравнения реакций хрома с азотом, фосфором, углеродом и кремнием; к одному из уравнений составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Взаимодействие хрома со сложными веществами:

При очень высокой температуре хром реагирует с водой:

• 2Сr + 3 Н 2 О = Сr 2 О 3 + 3Н 2

Задание:

Хром реагирует с разбавленной серной и соляной кислотами:

• Сr + Н 2 SО 4 = СrSО 4 + Н 2
• Сr + 2НСl= СrСl 2 + Н 2

Задание: составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Концентрированные серная соляная и азотная кислоты пассивируют хром.

2. Соединения хрома. (2)

1. Оксид хрома (2) - СrО – твердое ярко – красное вещество, типичный основной оксид (ему соответствует гидроксид хрома (2) - Сr(ОН) 2), не растворяется в воде, но растворяется в кислотах:

• СrО + 2НСl = СrСl 2 + Н 2 О

Задание: составить уравнение реакции в молекулярном и ионном виде взаимодействия оксида хрома (2) с серной кислотой.

Оксид хрома (2) легко окисляется на воздухе:

• 4СrО+ О 2 = 2Сr 2 О 3

Задание: составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Оксид хрома (2) образуется при окислении амальгамы хрома кислородом воздуха:

2Сr (амальгама) + О 2 = 2СrО

2. Гидроксид хрома (2) - Сr(ОН) 2 – вещество желтого цвета, плохо растворимо в воде, с ярко выраженным основным характером, поэтому взаимодействует с кислотами:

• Сr(ОН) 2 + Н 2 SО 4 = СrSO 4 + 2Н 2 О

Задание: составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде взаимодействия оксида хрома (2) с соляной кислотой.

Как и оксид хрома (2), гидроксид хрома (2) окисляется:

• 4 Сr(ОH) 2 + О 2 + 2Н 2 О = 4Сr(ОН) 3

Задание: составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Получить гидроксид хрома (2) можно при действии щелочей на соли хрома (2):

• CrCl 2 + 2KOH = Cr(OH) 2 ↓ + 2KCl

Задание: составить ионные уравнения.

3. Соединения хрома. (3)

1. Оксид хрома (3) - Сr 2 О 3 – порошок темно – зеленого цвета, нерастворим в воде, тугоплавкий, по твёрдости близок к корунду (ему соответствует гидроксид хрома (3) – Сr(ОН) 3). Оксид хрома (3) имеет амфотерный характер, однако в кислотах и щелочах растворяется плохо. Реакции со щелочами идут при сплавлении:

• Сr 2 О 3 + 2КОН = 2КСrО 2 (хромит К) + Н 2 О

Задание: составить уравнение реакции в молекулярном и ионном виде взаимодействия оксида хрома (3) с гидроксидом лития.

С концентрированными растворами кислот и щелочей взаимодействует с трудом:

• Сr 2 О 3 + 6 КОН + 3Н 2 О = 2К 3 [Сr(ОН) 6 ]
• Сr 2 О 3 + 6НСl = 2СrСl 3 + 3Н 2 О

Задание: составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде взаимодействия оксида хрома (3) с конценрированной серной кислотой и концентрированным раствором гидроксида натрия.

Оксид хрома (3) может быть получен при разложении дихромата аммония:

• (NН 4)2Сr 2 О 7 = N 2 + Сr 2 О 3 +4Н 2 О

2. Гидроксид хрома (3) Сr(ОН) 3 получают при действии щелочей на на растворы солей хрома (3):

• СrСl 3 +3КОН = Сr(ОН) 3 ↓ + 3КСl

Задание: составить ионные уравнения

Гидроксид хрома (3) представляет собой осадок серо – зеленого цвета, при получении которого, щелочь надо брать в недостатке. Полученный таким образом гидроксид хрома (3), в отличие от соответствующего оксида легко взаимодействует с кислотами и щелочами, т.е. проявляет амфотерные свойства:

• Сr(ОН) 3 + 3НNО 3 = Сr(NО 3) 3 + 3Н 2 О
• Сr(ОН) 3 + 3КОН = К 3 [Сr(ОН)6](гексагидроксохромит К)

Задание: составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде взаимодействия гидроксида хрома (3) с соляной кислотой и гидроксидом натрия.

При сплавлении Сr(ОН) 3 со щелочами получаются метахромиты и ортохромиты:

• Cr(OH) 3 + KOH = KCrO 2 (метахромит К) + 2H 2 O
• Cr(OH) 3 + KOH = K 3 CrO 3 (ортохромит К) + 3H 2 O

4. Соединения хрома. (6)

1. Оксид хрома (6) - СrО 3 – темно – красное кристаллическое вещество, хорошо растворимо в воде – типичный кислотный оксид. Этому оксиду соответствует две кислоты:

• СrО 3 + Н 2 О = Н 2 СrО 4 (хромовая кислота – образуется при избытке воды)
• СrО 3 + Н 2 О =Н 2 Сr 2 О 7 (дихромовая кислота – образуется при большой концентрации оксида хрома (3)).

Оксид хрома (6) – очень сильный окислитель, поэтому энергично взаимодействует с органическими веществами:

• С 2 Н 5 ОН + 4СrО 3 = 2СО 2 + 2Сr 2 О 3 + 3Н 2 О

Окисляет также иод, серу, фосфор, уголь:

• 3S + 4CrO 3 = 3SO 2 + 2Cr 2 O 3

Задание: составить уравнения химических реакций оксида хрома (6) с йодом, фосфором, углем; к одному из уравнений составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель

При нагревании до 250 0 С оксид хрома (6) разлагается:

• 4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3O 2

Оксид хрома (6) можно получить при действии концентрированной серной кислоты на твердые хроматы и дихроматы:

• К 2 Сr 2 О 7 + Н 2 SО 4 = К 2 SО 4 + 2СrО 3 + Н 2 О

2. Хромовая и дихромовая кислоты.

Хромовая и дихромовая кислоты существуют только в водных растворах, образуют устойчивые соли, соответственно хроматы и дихроматы. Хроматы и их растворы имеют желтую окраску, дихроматы – оранжевую.

Хромат - ионы СrО 4 2- и дихромат – ионы Сr 2О 7 2- легко переходят друг в друга при изменении среды растворов

В кислой среде раствора хроматы переходят в дихроматы:

• 2К 2 СrО 4 + Н 2 SО 4 = К 2 Сr 2 О 7 + К 2 SО 4 + Н 2 О

В щелочной среде дихроматы переходят в хроматы:

• К 2 Сr 2 О 7 + 2КОН = 2К 2 СrО 4 + Н 2 О

При разбавлении дихромовая кислота переходит в хромовую кислоту:

• H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 2H 2 CrO 4

5. Зависимость свойств соединений хрома от степени окисления.

6. Окислительно – восстановительные свойства соединений хрома.

Реакции в кислотной среде.

В кислотной среде соединения Сr +6 переходят в соединения Сr +3 под действием восстановителей: H 2 S, SO 2 , FeSO 4

• К 2 Сr 2 О 7 +3Н 2 S +4Н 2 SО 4 = 3S + Сr 2 (SО 4) 3 + K 2 SO 4 + 7Н 2 О
• S -2 – 2e → S 0
• 2Cr +6 + 6e → 2Cr +3

Задание:

1. Уравнять уравнение реакции методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

• Na 2 CrO 4 + K 2 S + H 2 SO 4 = S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O

2. Дописать продукты реакции, уравнять уравнение методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

• K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 = ? +? +Н 2 О

Реакции в щелочной среде.

В щелочной среде соединения хрома Сr +3 переходят в соединения Сr +6 под действием окислителей: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:

• 2KCrO 2 +3 Br 2 +8NaOH =2Na 2 CrO 4 + 2KBr +4NaBr + 4H 2 O
• Cr +3 - 3e → Cr +6
• Br2 0 +2e → 2Br -

Задание:

Уравнять уравнение реакции методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

• NaCrO 2 + J 2 + NaOH = Na 2 CrO 4 + NaJ + H 2 O

Дописать продукты реакции, уравнять уравнение методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

• Cr(OH) 3 + Ag 2 O + NaOH = Ag + ? + ?

Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степеней окисления в ряду: Cr +2 → Сr +3 → Сr +6 . Соединения хрома (2) - сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (3). Соединения хрома (6) – сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (3). Соединения хрома (3) при взаимодействии с сильными восстановителями проявляют окислительные свойства, переходя в соединения хрома (2), а при взаимодействии с сильными окислителями проявляют восстановительные свойства, превращаясь в соединеня хрома (6)

К методике проведения лекции:

1. Для активизации познавательной деятельности учащихся и поддержания интереса, целесообразно в ходе лекции проводить демонстрационный эксперимент. В зависимости от возможностей учебной лаборатории можно демонстрировать учащимся следующие опыты:

• получении оксида хрома (2) и гидроксида хрома (2), доказательство их основных свойств;
• получение оксида хрома (3) и гидроксида хрома (3), доказательство их амфотерных свойств;
• получение оксида хрома (6) и растворение его в воде (получение хромовой и дихромовой кислот);
• переход хроматов в дихроматы, дихроматов в хроматы.

1. Задания самостоятельной работы можно дифференцировать с учетом реальных учебных возможностей учащихся.
2. Завершить лекцию можно выполнением следующих заданий: напишите уравнения химических реакций с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

.III. Домашнее задание: доработать лекцию (дописать уравнения химических реакций)

1. Васильева З.Г. Лабораторные работы по общей и неорганической химии. -М.: «Химия», 1979 – 450 с.
2. Егоров А.С. Репетитор по химии. – Ростов-на-Дону: «Феникс», 2006.-765 с.
3. Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. - М., «Высшая школа», 1979. - 295 с.
4. Петров М.М. Неорганическая химия. – Ленинград: «Химия», 1989. – 543 с.
5. Ушкалова В.Н. Химия: конкурсные задания и ответы. - М.: «Просвещение», 2000. – 223 с.