Каталог статей /

Хром :: Химические свойства

Хром · История · Происхождение названия · Нахождение в природе · Геохимия и минералогия · Получение · Физические свойства · Химические свойства · Применение · Биологическая роль и физиологическое действие · Интересные факты · Близкие статьи · Примечания · Официальный сайт ·


Характерные степени окисления

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. (Подробнеетабл.) Практически все соединения хрома окрашены.

Степень окисления Оксид Гидроксид Характер Преобладающие формы в растворах Примечания
+2 CrO (чёрный) Cr(OH)2 (желтый) Основный Cr2+ (соли голубого цвета) Очень сильный восстановитель
+3 Cr2O3(зелёный) Cr(OH)3 (серо-зеленый) Амфотерный Cr3+ (зеленые или лиловые соли)
[Cr(OH)4]- (зелёный)
+4 CrO2 не существует Несолеобразующий - Встречается редко, малохарактерна
+6 CrO3(красный) H2CrO4
H2Cr2O7
Кислотный CrO42- (хроматы, желтые)
Cr2O72- (дихроматы, оранжевые)
Переход зависит от рН среды. Сильнейший окислитель, гигроскопичен, очень ядовит.
Диаграмма Пурбе  для хрома
Диаграмма Пурбе для хрома

Простое вещество

Устойчив на воздухе за счёт пассивирования. По этой же причине не реагирует с серной и азотной кислотами. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома(III) Cr2O3, обладающего амфотерными свойствами.

Синтезированы соединения хрома с бором (бориды Cr2B, CrB, Cr3B4, CrB2, CrB4 и Cr5B3), с углеродом (карбиды Cr23C6, Cr7C3 и Cr3C2), c кремнием (силициды Cr3Si, Cr5Si3 и CrSi) и азотом (нитриды CrN и Cr2N).

Соединения Cr(+2)

Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr2+ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr3+ или дихроматов цинком в кислой среде («водородом в момент выделения»):

\mathsf{2Cr^{3+} \xrightarrow[Zn, HCl]{[H]} 2Cr^{2+}}

Все эти соли Cr2+ — сильные восстановители вплоть до того, что при стоянии вытесняют водород из воды. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr2+ окисляется, в результате чего голубой раствор быстро зеленеет.

Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH)2 осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II).

Синтезированы дигалогениды хрома CrF2, CrCl2, CrBr2 и CrI2

Соединения Cr(+3)

Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr2O3 и гидроксид Cr(OH)3 (оба — зелёного цвета). Это — наиболее устойчивая степень окисления хрома. Соединения хрома в этой степени окисления имеют цвет от грязно-лилового (ион [Cr(H2O)6]3+) до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы).

Cr3+ склонен к образованию двойных сульфатов вида MICr(SO4)2·12H2O (квасцов)

Гидроксид хрома (III) получают, действуя аммиаком на растворы солей хрома (III):

\mathsf{Cr^{3+} + 3NH_3 + 3H_2O \rightarrow Cr(OH)_3\downarrow + 3NH_4^+}

Можно использовать растворы щелочей, но в их избытке образуется растворимый гидроксокомплекс:

\mathsf{Cr^{3+} + 3OH^- \rightarrow Cr(OH)_3\downarrow}
\mathsf{Cr(OH)_3 + 3OH^- \rightarrow [Cr(OH)_6]}

Сплавляя Cr2O3 со щелочами получают хромиты:

\mathsf{Cr_2O_3 + 2NaOH \rightarrow 2NaCrO_2 + H_2O}

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

\mathsf{Cr_2O_3 + 6HCl \rightarrow 2CrCl_3 + 3H_2O}

При окислении соединений хрома(III) в щелочной среде образуются соединения хрома(VI):

\mathsf{2Na_3[Cr(OH)_6] + 3H_2O_2 \rightarrow 2Na_2CrO_4 + 2NaOH + 8H_2O}

То же самое происходит при сплавлении оксида хрома (III) со щелочью и окислителями, или со щелочью на воздухе (расплав при том приобретает жёлтую окраску):

\mathsf{2Cr_2O_3 + 8NaOH + 3O_2 \rightarrow 4Na_2CrO_4 + 4H_2O}

Соединения хрома (+4)

При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO3 в гидротермальных условиях получают оксид хрома(IV) CrO2, который является ферромагнетиком и обладает металлической проводимостью.

Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF4, тетрахлорид хрома CrCl4 существует только в парах.

Соединения хрома (+6)

Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид хрома (VI) CrO3 и целый ряд кислот, между которыми существует равновесие. Простейшие из них — хромовая H2CrO4 и двухромовая H2Cr2O7. Они образуют два ряда солей: желтые хроматы и оранжевые дихроматы следовательно.

Оксид хрома (VI) CrO3 образуется при взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H2CrO4, дихромовую H2Cr2O7 и прочие изополикислоты с общей формулой H2CrnO3n+1. Увеличение степени полимеризации происходит с уменьшением рН, то есть увеличением кислотности:

\mathsf{2CrO_4^{2-} + 2H^+ \rightarrow Cr_2O_7^{2-} + H_2O}

Но если к оранжевому раствору K2Cr2O7 прилить раствор щёлочи, как окраска вновь переходит в жёлтую поскольку опять образуется хромат K2CrO4:

\mathsf{Cr_2O_7^{2-} + 2OH^- \rightarrow 2CrO_4^{2-} + H_2O}

До высокой степени полимеризации, как это происходит у вольфрама и молибдена, не доходит, так как полихромовая кислота распадается на оксид хрома(VI) и воду:

\mathsf{H_2Cr_nO_{3n+1} \rightarrow H_2O + nCrO_3}

Растворимость хроматов примерно соответствует растворимости сульфатов. В частности, желтый хромат бария BaCrO4 выпадает при добавлении солей бария как к растворам хроматов, так и к растворам дихроматов:

\mathsf{Ba^{2+} + CrO_4^{2-} \rightarrow BaCrO_4\downarrow}
\mathsf{2Ba^{2+} + Cr_2O_7^{2-} + H_2O \rightarrow 2BaCrO_4\downarrow + 2H^+}

Образование кроваво-красного малорастворимого хромата серебра используют для обнаружения серебра в сплавах при помощи пробирной кислоты.

Известны пентафторид хрома CrF5 и малоустойчивый гексафторид хрома CrF6. Также получены летучие оксигалогениды хрома CrO2F2 и CrO2Cl2 (хромилхлорид).

Соединения хрома(VI) — сильные окислители, к примеру:

\mathsf{K_2Cr_2O_7 + 14HCl \rightarrow 2CrCl_3 + 2KCl + 3Cl_2\uparrow + 7H_2O}

Добавление к дихроматам перекиси водорода, серной кислоты и органического растворителя (эфира) приводит к образованию синего пероксида хрома CrO5L (L — молекула растворителя), который экстрагируется в органический слой; данная реакция используется как аналитическая.

  • Russian to English Russian to German Russian to French Russian to Spanish Russian to Italian Russian to Japanese

Информация на сайте из открытых источников. Основа ВикипедиЯ. | Пожалуйста, внимательно прочитайте эту страницу!