Характерные степени окисления

Валентные электроны Cr – 3d⁴4s².
Наиболее распространенными степенями окисления у Cr являются +2, +3, +6; более устойчивыми – +3 и +6 . В водных растворах степень окисления +2 устойчива в кислой, а +6 – в нейтральной, слабощелочной и слабокислой средах.

Соединения Cr (+6) проявляют сильные окислительные свойства.

Кислотно–основной характер оксидов и гидроксидов Cr закономерно изменяется в зависимости от степени окисления: в степени окисления+2 оксид и гидроксид являются основными, а в высшей степени окисления – кислотными, причем, H₂CrO₄ – это сильная кислота.

В водных растворах Cr(+2) в отстутсвии кислорода существует в виде аквакатионов [Cr(H₂O)₆]²⁺, которые для простоты обозначают Cr²⁺. Хром в высоких степенях окисления находится в растворе в форме тетраоксоанионов: CrO₄^2– и Cr₂O₇^2–.

Природные соединения и получение металла

Элемент Сr по распространенности в земной коре достаточно распространен – содержание Cr составляет около 0,01 %, Наибольшее значение имеет минерал: хромистый железняк FeCr₂O₄.(рис):

Хром используют главным образом в производстве особых сортов сталей, обладающих высокой прочностью и стойкостью к удару. Хром- компонент нержавеющих и износостойких сталей и покрытий. Поэтому большое количество Cr получают не в чистом виде, а в виде феррохрома – сплава марганца и железа, содержащего от 60 до 80% Cr.

Для получения феррохрома оксидную марганцевую руду восстанавливают углем.

FeCr₂O₄ + 4C = Fe + 2Cr + 4CO

Вместе с оксидами Cr восстанавливаются и оксиды Fe, содержащиеся в руде.

Простое вещество

Хром – светло-серый металл. Плотность – 7,2 г/см³. Температура плавления – 1857^ОС.

Хром пассивируется в концентрированных азотной и серной кислотах. При нагревании начинает с медленно взаимодействовать с разбавленными HCl, H₂SO₄ и HClO₄ с выделением Н₂:

Cr + 2H⁺ = Cr²⁺ + H₂

На воздухе хром устойчив к коррозии. Он почти не окисляется на воздухе, даже в присутствии влаги.

При нагревании хром реагирует с галогенами и серой, азотом.

Соединения хрома

Соединения хрома (+6)

Все соединения Cr(+6) проявляют сильные окислительные свойства.

Оксид CrO₃ – темно-красное кристаллическое вещество, гигроскопичен, сильно ядовит.

Многие органические вещества окисляются под его воздействием до СО₂ и Н₂О. Если стеклянную палочку смочить в CrO₃ и поднести к спиртовке, она загорится.

Получают CrO₃ по реакции:

K₂CrO₄ + 2Н₂SO_4(конц) = 2KHSO₄ + 2CrO₃ + H₂O

С водой оксид CrO₃ реагирует с образованием двух кислот H₂CrO₄ и Н₂Cr₂O₇, известных только в растворе. В водном растворе устанавливается равновесие:

2H₂CrO₄ Н₂Cr₂O₇ + H₂O

В щелочных растворах более устойчив CrO₄^2–- (желтого цвета) , в интервале рН от 2 до 6 сосуществует в равновесии с Cr₂O₇^2– (оранжевого цвета) и HCrO₄^– ионы:

Cr₂O₇^2– + H₂O 2HCrO₄^– CrO₄^2–- + 2Н⁺

Хромат калия K₂CrO₄ – кристаллизуется в виде безводных желто-лимонных кристаллов.

Бихромат калия K₂Cr₂O₇ – из водных растворов кристаллизуется в виде безводных оранжевых пластинок.

Бихромат аммония (NH₄)₂Cr₂O₇при нагревании до 200 ^оС энергично сгорают с образование тонкодисперсной окиси хрома(III).

(NH₄)₂Сr₂O₇ = Cr₂O₃ + 4 H₂O + N₂

Бихроматы и хроматы являются сильными окислителями

Сr₂O₇^2– + 14H⁺ +6e^– = 2Cr³⁺+ 7H₂O; (E⁰= +1,33 В).

CrO₄^2–+ 4H₂O +3e^– = Cr(OH)₃ + 5OН^–; (E⁰= +0,13 В).

Пероксохроматы

При взаимодействии соединений Сr(VI) с перекисью водорода в зависимости от условий проведения реакции можно получать различные пероксохроматы: красные [CrO₈]^3– и синие [Cr₂O₁₂]^2–.

Красный пероксохромат калия K₃CrO₈ получают при взаимодействии 30% -ной перекиси водорода на сильнощелочной раствор хромата калия.

Синий пероксохромат калия K₂Cr₂O₁₂ получают при взаимодействии 30% -ной перекиси водорода на раствор бихромата калия, охлажденному до 0^oC.

Синяя перекись хрома CrO₅ известна в растворах:

В водном растворе при обычной температуре пероксохроматы неустойчивы и разлагаются с выделением кислорода.

Соединения хрома (+3)

Оксид Cr₂O₃ –наиболее устойчивое соединение Cr(III). Оксид Cr₂O₃ – зеленый порошок, нерастворимый в воде. Прокаленная окись хрома(III) с большим трудом растворяется в кислотах.

Гидрат окиси хрома Cr(OН)₃• nH₂Oрастворяется и в растворах кислот и в растворах щелочей:

Cr(OH)₃ + 3NaOН=2 Na₃[Cr(OH)₆]

Cr(OH)₃ + 3НCl=CrCl₃ + 3H₂O

Хромовые квасцы KCr(SO₄)₂•12H₂Oкристаллизуются из смешанного раствора сульфата хрома и сульфата калия, по составу и кристаллической структуре полностью соответствуют алюмокалиевым квасцамKAl(SO₄)₂•12H₂O.

Безводный хлорид хрома CrСl₃ – блестящие листочки красно-фиолетового цвета.

Ярко выраженная способность трехвалентного хрома к образованию комплексных соединений особенно отчетливо проявляется в комплексных продуктах присоединения аммиака, например [Cr(NH₃)₆]³⁺.

Соединения хрома (+2)

В водных растворах соединения Cr(+2) сильные и быстродействующие восстановители.

Водные растворы Cr(II) используют в качестве поглотителей кислорода:

2CrCl₂ + 2HCl + 1/2O₂ = 2CrCl₃ + H₂O

Cr + I₂ = CrI₂