ХРОМ В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга

ХРОМ

В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил название «сибирский красный свинец» , Pb. Cr. O 4. Современное название — крокоит. В 1797 французский химик Л. Н. Воклен открыл в сибирской красной свинцовой руде новый элемент хром и в 1798 году получил его в свободном состоянии. Происхождение названия Название элемент получил от греч. χρῶμα — цвет, краска — из-за разнообразия окраски своих соединений.

Положение хрома в ПСХЭ Д. И. Менделеева. Строение атома. порядковый номер период Cr металл +24 24 4 группа VIB 1 s 2 2 s 22 p 6 3 s 23 p 6 3 d 5 4 s 1 2 8 13 1 валентные электроны Cr 0 ─ 2 e → Cr+2 Cr 0 ─ 3 e → Cr+3 Cr 0 ─ 6 e → Cr+6

Нахождение хрома в природе Хром является довольно распространённым элементом (0, 02 масс. долей, %). Основные соединения хрома — хромистый железняк (хромит) Fe. O·Cr 2 O 3. Вторым по значимости минералом является крокоит Pb. Cr. O 4. хромит крокоит

Физические свойства В свободном виде — голубовато- белый металл. Хром (с примесями) является одним из самых твердых металлов. Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке, пластичен. Устойчив на воздухе. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома (III) Cr 2 O 3. Плотность 7, 19 г/см 3; t плавления 1890°С; t кипения 2480°С.

Химические свойства Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe Co, Sn, Pb, H 2, Cu, Hg, Au Cr + О 2 + неметаллы + + Cr H 2 O растворы HCl, H 2 SO 4 (конц. ), HNO 3 растворы солей + + щелочные расплавы окислителей +

При комнатной температуре хром химически мало активен из-за образования на его поверхности тонкой прочной оксидной пленки. При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами, например: кислородом, галогенами, азотом, серой. Преиимущественно образуются соединения со степенью окисления +3

В раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды: 2 Cr + 3 H 2 O = Cr 2 O 3 + 3 H 2 Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe Co, Sn, Pb, H 2, Cu, Hg, Au Cr В ряду напряжений хром находится левее водорода и поэтому в отсутствии воздуха может вытеснять водород из растворов соляной и серной кислот, образуя соли хрома (II).

Cr 0 + H+1 Cl = Cr+2 Cl 2 + H 20 2 Cr 0 – 2 e → Cr+2 1 2 H+ + 2 e → H 20 1 Cr 0 – восстановитель, процесс окисления HCl (за счет Н+1) – окислитель, процесс восстановления Cr 0 + H 2+1 SO 4 = Cr+2 SO 4 + H 20 Cr 0 – 2 e → Cr+2 1 2 H+ + 2 e → H 20 1 Cr 0 – восстановитель, процесс окисления H 2 SO 4(за счет Н+1) – окислитель, процесс восстановления

В присутствии кислорода хром реагирует с растворами кислот c образованием солей хрома (III) 4 Cr + 12 HCl + 3 O 2 = 4 Cr. Cl 3 + 6 H 2 O

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоду пассивируют хром При сильном нагревании кислоты pастворяют хром с образованием cолей хрома (III) Cr + H 2 SO 4 → Cr 2(SO 4)3 + SO 2 + H 2 O Cr + HNO 3 → Cr(NO 3)3 + NO 2 + H 2 O

Хром способен вытеснять многие металлы, например медь, олово, серебро и другие, из растворов их солей: Cr 0 + Cu+2 SO 4 → Cr+2 SO 4 + Cu 0 Cr 0 – 2 e → Cr+2 1 Cu+2+ 2 e → Cu 0 1 Cr + Cu. SO 4 = Cr. SO 4 + Cu Cr 0 – восстановитель, процесс окисления Cu. SO 4 (за счет Cu+2) – окислитель, процесс восстановления

Растворы щелочей на хром практически не действуют. Хром реагирует с щелочными расплавами окислителей. При взаимодействии с щелочными расплавами окислителей хром образует соли анионного типа, в которых проявляет высшую степень окисления. сплавление Cr + KCl. O 3 + KOH K 2 Cr. O 4 + KCl + H 2 O

Хром - постоянная составная часть растительных и животных организмов. В крови содержится от 0, 012 до 0, 0035 % хрома. Хром имеет большое значение в метаболизме углеводов и жиров, а также участвует в процессе синтеза инсулина. Важнейшая его биологическая роль состоит в регуляции углеводного обмена и уровня глюкозы в крови Элемент способствует нормальному формированию и росту детского организма. Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.

Хром важный компонент во многих легированных сталях. Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование) Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.

Соединения хрома (II) оксид гидроксид соли Соединения хрома (III) оксид гидроксид соли Соединения хрома (VI) оксид гидроксид соли

Соединения хрома (II) Cr. O Оксид хрома (II) – кристаллы черного цвета, имеет основный характер При осторожном нагревании гидроксида хрома (II) в отсутствии кислорода получают оксид хрома (II). Составьте уравнение реакции. Cr(OH)2 = Cr. O + H 2 O При более высоких температурах оксид хрома (II) диспропорционирует: 700° 3 Cr. O = Cr + Cr 2 O 3

Оксид хрома (II) – сильный восстановитель. Кислородом воздуха окисляется до оксида хрома (III) 4 Cr. O + O 2 = 2 Cr 2 O 3

Гидроксид хрома (II) Cr(OH)2 Гидроксид хрома (II) получают в виде желтого осадка действием растворов щелочей на соли хрома (II) без доступа воздуха. Cr. Cl 2 + 2 Na. OH = Cr(OH)2 ↓ + 2 Na. Cl Cr 2+ + 2 Cl– + 2 Na+ + 2 OH– = Cr(OH)2 ↓ + 2 Na+ + 2 Cl– Cr 2+ + 2 OH– = Cr(OH)2 ↓

Гидроксид хрома (II) обладает основными свойствами. Cr(OН)2 + 2 HCl = Cr. Cl 2 + 2 H 2 O Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель. Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома (III) 4 Cr(OН)2 + O 2 + 2 Н 2 О = 4 Cr(OН)3

Соли хрома (II) Водные растворы солей хрома (II) получают без доступа воздуха растворением металлического хрома в разбавленных кислотах в атмосфере водорода или восстановлением цинком в кислой среде солей трехвалентного хрома. Безводные соли хрома (II) белого цвета, а водные растворы и кристаллогидраты — синего цвета. Соединения хрома (II) – сильные восстановители. Легко окисляются. Именно поэтому очень трудно получать и хранить соединения двухвалентного хрома. Реагируют с концентрированными серной и азотной кислотами: Cr. Cl 2 + O 2 + HCl → Cr. Cl 3 + H 2 O Cr. Cl 2 + H 2 SO 4 → Cr 2(SO 4)3 + SO 2↑ + HCl↑ + H 2 O Cr. Cl 2 + HNO 3 → Cr(NO 3)3 + NO 2↑ + HCl↑ + H 2 O

Cr+2 Cl 2 + O 20 + HCl → Cr+3 Cl 3 + H 2 O– 2 Cr+2 – 1 e → Cr+3 4 O 20 + 4 e → 2 O– 2 1 4 Cr. Cl 2 + O 2 + 4 HCl = 4 Cr. Cl 3 + 2 H 2 O

Соединения хрома (III) Cr 2 O 3 Оксид хрома – тугоплавкий порошок темно-зеленого цвета. Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами Cr 2 O 3 + 6 HCl = 2 Cr. Cl 3 + 3 H 2 O Сr 2 O 3 + Ba(OH)2 = Ba(Cr. O 2)2 + H 2 O

В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III) ведет себя как восстановитель: Cr 2 O 3 + KOH + KMn. O 4 → K 2 Cr. O 4 + Mn. O 2 + H 2 O Cr 2 O 3 + KOH + Сa(Cl. O)2 → K 2 Cr. O 4 + Ca. Cl 2 + H 2 O Cr 2 O 3 + O 2 + Na 2 CO 3 → Na 2 Cr. O 4 + CO 2 Cr 2 O 3 + KCl. O 3 + Na 2 CO 3 → Na 2 Cr. O 4 + KCl + CO 2 Cr 2 O 3 + Na. NO 3 + Na 2 CO 3 → Na 2 Cr. O 4 + Na. NO 2 + CO 2 Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты.

Оксид хрома (III) – катализатор В присутствии оксида хрома (III) аммиак окисляется кислородом воздуха до монооксида азота, который в избытке кислорода окисляется до бурого диоксида азота.

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 Получают гидроксид хрома (III) действием растворов щелочей или аммиака на растворы солей хрома (III). Cr. Cl 3 + 3(NH 3·H 2 O) = Cr(OH)3 + 3 NH 4 Cl

Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к одной из них добавьте раствор соляной кислоты, а к другой – щелочь. Что происходит? Какими свойствами обладает гидроксид хрома (III)? HCl Cr. Cl 3 Na. OH Cr(OH)3 Na 3[Cr(OH)6]

Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к одной из них добавьте серной кислоты, а к другой – щелочь. Что происходит? +H 2 SO 4 +Na. OH

Гидроксид хрома (III) растворяется в щелочах Cr(OH)3 + 3 Na. OH = Na 3[Cr(OH)6] гексагидроксохромат (III) натрия (изумрудно-зеленый) Cr(OH)3 + 3 Na+ + 3 OH– = 3 Na+ + [Cr(OH)6]3– Cr(OH)3 + 3 OH– = [Cr(OH)6]3– При нагревании гидроксид хрома (III) разлагается: t° 2 Cr(OH)3 = Cr 2 O 3 + 3 H 2 O

Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. K 3[Cr(OH)6] + Br 2 + KOH → K 2 Cr. O 4 + KBr + H 2 O Cr. Cl 3 + Zn → Cr. Cl 2 + Zn. Cl 2 KCr. O 2 + Pb. O 2 + KOH → K 2 Cr. O 4 + K 2 Pb. O 2 + H 2 O Cr. Cl 3 + H 2 O 2 + KOH → K 2 Cr. O 4 + KCl + H 2 O Cr 2(SO 4)3 + Cl 2 + Na. OH → Na 2 Cr. O 4 + Na. Cl + H 2 O + Na 2 SO 4

Оксид хрома (VI) Cr. O 3 — хромовый ангидрид, представляет собой темно-красные игольчатые кристаллы. Получают Cr. O 3 действием избытка концентрированной серной кислоты на насыщенный водный раствор дихромата натрия: Na 2 Cr 2 O 7 + 2 H 2 SO 4 = 2 Cr. O 3 + 2 Na. HSO 4 + H 2 O При нагревании выше 250 °C разлагается: 4 Cr. O 3 → 2 Cr 2 O 3 + 3 O 2↑. Оксид хрома (VI) очень ядовит.

Cr. O 3 — кислотный оксид. При растворении в воде образует кислоты. С избытком воды образуется хромовая кислота H 2 Cr. O 4 Cr. O 3 + Н 2 O = Н 2 Cr. O 4 При большой концентрации Cr. O 3 образуется дихромовая кислота Н 2 Cr 2 О 7 2 Cr. O 3 + Н 2 O = Н 2 Cr 2 O 7 которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту: Н 2 Cr 2 О 7 + Н 2 О = 2 Н 2 Cr. O 4 Эти кислоты – неустойчивые. Существуют только в растворе. Между ними в растворе устанавливается равновесие 2 Н 2 Cr. O 4 ↔ Н 2 Cr 2 O 7 + Н 2 O При взаимодействии Cr. O 3 со щелочами образуются хроматы Cr. O 3 + 2 KOH → K 2 Cr. O 4 + H 2 O.

Cr. O 3 является сильным окислителем Например этанол, ацетон и многие другие органические вещества самовоспламеняются или даже взрываются при контакте с ним. Cr. O 3 + C 2 H 5 OH → CO 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O C 2 H 5 OH + 3 H 2 O – 12 e → 2 CO 2 + 12 H+ 1 2 Cr. O 3 + 6 H+ + 6 e → Cr 2 O 3 + 3 H 2 O 2 C 2 H 5 OH + 3 H 2 O + 4 Cr. O 3 + 12 H+ = 2 CO 2 + 12 H+ + 2 Cr 2 O 3 + 6 H 2 O 4 Cr. O 3 + C 2 H 5 OH → 2 CO 2 + 2 Cr 2 O 3 + 3 H 2 O Окисляет йод, серу, фосфор, уголь. 4 Cr. O 3 + 3 S = 2 Cr 2 O 3 + 3 SO 2↑.

Хромовая кислота — кристаллическое вещество красного цвета; выделена в свободном состоянии при охлаждении насыщенных водных растворов Cr. O 3; хромовая кислота — электролит средней силы. Изополихромовые кислоты существуют в водных растворах, окрашенных в красный цвет

соли хроматы – соли хромовой кислоты устойчивы в щелочной среде, при подкислении переходят в оранжевые дихроматы, соли двухромовой кислоты. Реакция обратима, поэтому при добавлении щелочи желтая окраска хромата восстанавливается. 2 Cr. O 42– + 2 H+ ↔ Cr 2 O 72– + H 2 O хроматы Н+ ОН– дихроматы

Лабораторный опыт № 3 К раствору дихромата калия добавьте гидроксид калия. Как изменилась окраска? Чем это вызвано? К полученному раствору добавьте серной кислоты до восстановления желтой окраски. Напишите уравнения реакций.

2 K 2 Cr. O 4 + H 2 SO 4(разб. ) = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O 2 K 2 Cr. O 4 + 2 HCl(разб. ) = K 2 Cr 2 O 7 + 2 KCl + H 2 O 2 K 2 Cr. O 4 + H 2 O + CO 2 = K 2 Cr 2 O 7 + KHCO 3 K 2 Cr 2 O 7 + 2 KOH = 2 K 2 Cr. O 4 + H 2 O

Взаимопревращение хроматов и дихроматов Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н 2 Cr. O 4 и дихромовая Н 2 Cr 2 O 7, Хромат калия K 2 Cr. O 4 и дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 – соли этих кислот. Хроматы – желтого цвета, дихроматы – оранжевого. В кислой среде хромат-ион превращается в дихромат-ион. В присутствии щелочи дихроматы снова становятся хроматами. Хромат калия превращаем в дихромат, добавляя кислоту. Желтый раствор становится оранжевым. 2 K 2 Cr. O 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O В стакан с дихроматом калия добавляем щелочь, оранжевый раствор становится желтым – дихроматы превращаются в хроматы. K 2 Cr 2 O 7 + 2 KOH = 2 K 2 Cr. O 4 + H 2 O

Соединения хрома (VI) – сильные окислители H+ 3+ Cr Cr 2 O 72– + 14 H+ + 6 e → 2 Cr 3+ + 7 H 2 O Cr 2 O 7 2– H 2 O OH– Cr(OH)3 [Cr(OH)6 3– ] Cr 2 O 72– + 7 Н 2 О + 6 e → 2[Cr(OH)6]3– + 2 ОН–

Окислительные свойства дихроматов Дихроматы, например дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 – сильные окислители. Под действием восстановителей дихроматы в кислой среде переходят в соли хрома (III). Примером такой реакции может служить окисление сульфита натрия раствором дихромата калия в кислой среде. К раствору дихромата калия добавляем серную кислоту и раствор сульфита натрия. K 2 Cr 2 O 7 +3 Na 2 SO 3+4 H 2 SO 4 =Cr 2(SO 4)3 + 3 Na 2 SO 4+ K 2 SO 4 + 4 H 2 O Оранжевая окраска, характерная для дихроматов, переходит в зеленую. Образовался раствор сульфата хрома (III) зеленого цвета. Соли хрома - ярко окрашены, именно поэтому элемент получил такое название: "хром", что в переводе с греческого означает "цвет, краска".

Zn + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → Zn. SO 4 + Cr 2(SO 4)3 + K 2 SO 4 +H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → S + Cr 2(SO 4)3 + K 2 SO 4 +H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → O 2 + Cr 2(SO 4)3 + K 2 SO 4 +H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O + H 2 S → S + Cr(OH)3 + KOH K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O + K 2 S → S + K 3[Cr(OH)6] + KOH K 2 Cr 2 O 7 + KOH + (NH 4)2 S → S + K 3[Cr(OH)6] + NH 3 Дихроматы проявляют окислительные свойства не только в растворах, но и в твердом виде: K 2 Cr 2 O 7 + S → K 2 SO 4 + Cr 2 O 3 K 2 Cr 2 O 7 + С → K 2 СO 3 + СО + Cr 2 O 3 K 2 Cr 2 O 7 + Al → Cr + KAl. O 2 + Al 2 O 3 Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты.

Дихромат калия (хромпик) широко применяется как окислитель органических соединений: 3 С 2 H 5 OH + K 2 Cr 2 O 7 + 4 H 2 SO 4 CH 3– CHO + Cr 2(SO 4)3 + K 2 SO 4 + 7 H 2 O 3 С 3 H 7 OH + K 2 Cr 2 O 7 + 4 H 2 SO 4 3 CH 3– C–CH 3 + Cr 2(SO 4)3 + K 2 SO 4 + 7 H 2 O ║ O

Хроматы щелочных металлов плавятся без разложения, а дихроматы при высокой температуре превращаются в хроматы Дихромат аммония разлагается при нагревании: 180°C (NH 4)2 Cr 2 O 7 Cr 2 O 3 + N 2 + 4 H 2 O

В ряду гидроксидов хрома различных степеней окисления Cr(ОН)2 — Cr(ОН)3 — Н 2 Cr. О 4 закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Такое изменение свойств обусловлено увеличением степени окисления и уменьшением ионных радиусов хрома. В этом же ряду последовательно усиливаются окислительные свойства. Соединения Cr (II) — сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (III). Соединения хрома(VI) — сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).

Соединения хрома Степень окисления хромa Оксид Гидроксид +2 Cr. O +3 +6 Cr 2 O 3 Cr(OH)2 Cr(OH)3 H 2 Cr. O 4 H 2 Cr 2 O 7 Кислотные и окислительные свойства возрастают Основные и восстановительные свойства возрастают