Хром

Хром
Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Для термина «Chrome» см. другие значения.
24
Ванадий ← Хром → Марганец
Cr
24
Внешний вид простого вещества
Твёрдый металл голубовато-белого цвета
Свойства атома
Имя, символ, номер
Атомная масса
(молярная масса)
Электронная конфигурация
Хром / Chromium (Cr), 24
51,9961 а. е. м. (г/моль)
[Ar] 3d5 4s1
130 пм
Радиус атома
Химические свойства
Ковалентный радиус
Радиус иона
118 пм
(+6e)52 (+3e)63 пм
Электроотрицательность
1,66 (шкала Полинга)
Электродный потенциал
-0.74
Степени окисления
Энергия ионизации
(первый электрон)
6, 3, 2, 0
652,4 (6,76) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)
7,18 г/см³
Температура плавления
2130 K
Температура кипения
2945 K
Теплота плавления
21 кДж/моль
Теплота испарения
342 кДж/моль
Молярная теплоёмкость
Молярный объём
23,3[1] Дж/(K·моль)
7,23 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки
Параметры решётки
Температура Дебая
кубическая
объёмноцентрированая
2,885 Å
460 K
Прочие характеристики
Теплопроводность
24
Cr
(300 K) 93,9 Вт/(м·К)
Хром
51,996
3d54s1
Хром — элемент побочной подгруппы шестой группы четвёртого периода периодической
системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается
символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром (CAS-номер: 7440-47-3) —
твёрдый металл голубовато-белого цвета.
Содержание
[убрать]


1 История
2 Происхождение названия










3 Нахождение в природе
o 3.1 Месторождения
4 Геохимия и минералогия
5 Получение
6 Физические и химические свойства
7 Применение
8 Биологическая роль и физиологическое действие
9 Интересные факты
10 Примечания
11 См. также
12 Ссылки
[править] История
В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил
название «сибирский красный свинец», PbCrO4. Современное название — крокоит. В 1797
французский химик Л. Н. Воклен выделил из него новый тугоплавкий металл (скорее
всего Воклен получил карбид хрома).
[править] Происхождение названия
Название элемент получил от греч. χρῶμα — цвет, краска — из-за разнообразия окраски
своих соединений.
[править] Нахождение в природе
[править] Месторождения
Самые большие месторождения хрома находятся в ЮАР(1 место в мире) Казахстане,
России, Зимбабве, Мадагаскаре. Также есть месторождения на территории Турции,
Индии, Армении[2], Бразилии, на Филиппинах.[3]
Главные месторождения хромовых руд в РФ известны на Урале (Донские и Сарановское).
Разведанные запасы в Казахстане составляют свыше 350 миллионов тонн (2 место в
мире).[3]
[править] Геохимия и минералогия
Среднее содержание хрома в различных изверженных породах резко непостоянно. В
ультраосновных породах (перидотитах) оно достигает 2 кг/т, в основных породах
(базальтах и др.) — 200 г/т, а в гранитах десятки г/т. Кларк хрома в земной коре 83 г/т. Он
является типичным литофильным элементом и почти весь заключен в минералах типа
хромшпинелидов. Хром вместе с железом, титаном, никелем, ванадием и марганцем
составляют одно геохимическое семейство.
Различают три основных минерала хрома: магнохромит (Mn, Fe)Cr2O4, хромпикотит (Mg,
Fe)(Cr, Al)2O4 и алюмохромит (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4. По внешнему виду они неразличимы и
их неточно называют «хромиты». Состав их изменчив:









Cr2O3 18—62 %,
FeO 1—18 %,
MgO 5—16 %,
Al2O3 0,2 — 0,4 (до 33 %),
Fe2O3 2 — 30 %,
примеси TiO2 до 2 %,
V2O5 до 0,2 %,
ZnO до 5 %,
MnO до 1 %; присутствуют также Co, Ni и др.
Собственно хромит, то есть FeCr2O4 сравнительно редок. Помимо различных хромитов,
хром входит в состав ряда других минералов — хромовой слюды (фуксита), хромового
хлорита, хромвезувиана, хромдиопсида, хромтурмалина, хромового граната (уваровита) и
др., которые нередко сопровождают руды, но сами промышленного значения не имеют. В
экзогенных условиях хром, как и железо, мигрирует в виде взвесей и может накапливаться
в глинах. Наиболее подвижной формой являются хроматы.
[править] Получение
Хром встречается в природе в основном в виде хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромит
железа). Из него получают феррохром восстановлением в электропечах коксом
(углеродом):
FeO · Cr2O3 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO↑
Феррохром применяют для производства легированных сталей.
Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:
1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе:
4Fe(CrO2)2 + 8Na2CO3 + 7O2 → 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2↑
2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа;
3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат;
4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата углём:
Na2Cr2O7 + 2C → Cr2O3 + Na2CO3 + CO↑
5) с помощью алюминотермии получают металлический хром:
Cr2O3+ 2Al → Al2O3 + 2Cr + 130 ккал
6) с помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового
ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты. При этом на катодах
совершаются в основном 3 процесса:



восстановление шестивалентного хрома до трехвалентного с переходом его в
раствор;
разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода;
разряд ионов, содержащих шестивалентный хром, с осаждением металлического
хрома;
Cr2O72− + 14Н+ + 12е− = 2Cr + 7H2O
[править] Физические и химические свойства
В свободном виде — голубовато-белый металл с кубической объемно-центрированной
решеткой, а = 0,28845 нм. При температуре 39 °C переходит из парамагнитного состояния
в антиферромагнитное (точка Нееля).
Хром (с примесями) является одним из самых твердых металлов, уступая лишь
Вольфраму (твердость по шкале Мооса 8.5). Очень чистый хром достаточно хорошо
поддаётся механической обработке.
Устойчив на воздухе. При 2000 °C 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.
При термическом разложении карбонила хрома Cr(СО)6 получают красный основной
оксид хрома(II) CrO. Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH)2 со слабоосновными
свойствами осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II).
При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO3 в гидротермальных условиях
получают оксид хрома(IV) CrO2, который является ферромагнетиком и обладает
металлической проводимостью.
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов
образуются красные или фиолетово-красные кристаллы оксида хрома(VI) CrO3. Типичный
кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые
хромовые кислоты: хромовую H2CrO4, дихромовую H2Cr2O7 и другие изополикислоты с
общей формулой H2CrnO3n+1. Увеличение степени полимеризации происходит с
уменьшением рН, то есть увеличением кислотности:
2K2CrO4 + 2H2SO4 → K2Cr2O7 + 2K2SO4 + Н2О.
Но если к оранжевому раствору K2Cr2O7 прилить раствор щёлочи, как окраска вновь
переходит в жёлтую так как снова образуется хромат калия K2CrO4:
K2Cr2O7 + 2KOH → 2K2CrO4 + Н2О.
При этом до высокой степени полимеризации, как это происходит у вольфрама и
молибдена, не доходит, так как полихромовая кислота распадается на оксид хрома(VI) и
воду:
H2CrnO3n+1 → H2О + nCrO3
Известны галогениды, соответствующие разным степеням окисления хрома.
Синтезированы дигалогениды хрома CrF2, CrCl2, CrBr2 и CrI2 и тригалогениды CrF3, CrCl3,
CrBr3 и CrI3. Однако, в отличие от аналогичных соединений алюминия и железа,
трихлорид CrCl3 и трибромид CrBr3 хрома нелетучи.
Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF4, тетрахлорид хрома CrCl4 существует
только в парах. Известен гексафторид хрома CrF6.
Получены и охарактеризованы оксигалогениды хрома CrO2F2 и CrO2Cl2.
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).
В растворах наиболее устойчивы соединения хрома(III). В этой степени окисления хрому
соответствуют как катионная форма, так и анионные формы, например, существующий в
щелочной среде анион [Cr(OH)6]3−.
При окислении соединений хрома(III) в щелочной среде образуются соединения
хрома(VI):
2Na3[Cr(OH)6] + 3H2O2 → 2Na2CrO4 + 2NaOH + 8H2O.
При добавлении к жёлтому раствору, содержащему хромат-ионы, раствора соли бария
выпадает жёлтый осадок хромата бария BaCrO4:
Ba2+ + CrO42− → BaCrO4↓.
Соединения хрома(VI) — сильные окислители, например:
K2Cr2O7 + 14HCl → 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2↑ + 7H2O.
[править] Применение
Хром — важный компонент во многих легированных сталях (в частности, нержавеющих),
а также и в ряде других сплавов. 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.
[править] 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/м³.
3.1 Теоретическая часть:
Хром, молибден и вольфрам находятся в VIВ (6) группе ПС. Электронная конфигурация
валентных уровней этих элементов: Cr — 3d54s1, Mo — 4d55s1, W — 5d46s2:
Хром в соединениях проявляет степени окисления: +2, +3, +4, +6. Молибден и вольфрам — +3,
+4, +5 и +6.
У хрома наиболее стабильной является степень окисления +3, а у молибдена и вольфрама + 6.
Соединения хрома (II).
Растворы солей хрома (II) можно получить взаимодействием металлического хрома кислот–
неокислителей:
Cr + 2H+ = Cr2+ + H2↑,
или восстановлением соединений хрома (III) цинком:
2CrCl3 + Zn = ZnCl2 + 2CrCl2
Растворы солей хрома (II) окрашены в синий цвет аквакомплекса [Cr(H 2O)6]2+ .
Для того чтобы избежать окисления Cr2+ в Cr3+, эксперимент чаще всего проводят в сосуде,
закрытом пробкой, снабженной клапаном Бунзена1 или под слоем бензола.
Из-за высокой восстановительной способности хрома в щелочной среде, получить гидроксид
хрома Cr(OH)2 желтого цвета при взаимодействии CrCl2 со щелочью достаточно трудно. Осадок,
обычно, содержит хром в более высоких степенях окисления и окрашен в коричневый цвет.
Чистый Cr(OH)2 не проявляет амфотерности и растворяется только в кислотах:
Cr(OH)2 + 2HCl = CrCl2 + 2H2O
Соединения хрома (II) проявляют сильные восстановительные свойства и легко окисляются
кислородом воздуха до соединений хрома (III):
4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3
Соединения хрома (III).
Гидроксид хрома (III) получают осаждением из соответствующих солей:
CrCl3+ 3NaOH = Cr(OH)3↓ + 3NaCl
Данный гидроксид проявляет амфотерные свойства и легко растворяется в кислотах и щелочах:
Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O
Cr(OH)3 + NaOH + 2H2O → Na[Cr(OH)4(H2O)2] + 2NaOH→ Na3[Cr(OH)6]
При растворении гидроксида хрома (III) в соляной кислоте образуются соли, которые могут
быть окрашены в различный цвет. Различная окраска солей хрома обусловлена гидратной
изомерией, то есть числом координированных хромом (III) молекул воды: [Cr(H2O)6]Cl3 —
фиолетовый, [Cr(H2O)5Cl]Cl2 — темно-зеленый, [Cr(H2O)5Cl2]Cl — светло-зеленый.
Гидроксокомплексы хрома Na[Cr(OH)4(H2O)2] и Na3[Cr(OH)6] окрашены в ярко-зеленый цвет
Степень окисления +3 наиболее устойчива для хрома, поэтому перевести хром в состояние со
степенью окисления +2 и +6 можно только сильными восстановителями и сильными
окислителями соответственно. Например, окислить гидроксохромат (III) натрия до Cr (VI)
можно бромной водой:
Na3[Cr(OH)6] + Br2 + 2NaOH = Na2CrO4 + 2NaBr + 4H2O
Растворимые соли хрома (III) в водных растворах сильно гидролизуются. Вследствие этого
нельзя получить соли, содержащие хром в степени окисления +3 с анионами слабых кислот по
обменным реакциям. Вместо солей в таких случаях образуется гидроксид хрома (III).
2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl
Соединения хрома (VI)
Оксид хрома (VI) является кислотным оксидом и ему соответствует ряд хромовых кислот, из
которых простейшими являются хромовая H2CrO4 и дихромовая H2Cr2O7 кислоты.
2
Хром и его соединения
Хром относится к переходным d- элементам и находится в побочной
подгруппе VI
группы периодической системы элементов. Его порядковый номер 24. Электронная
конфигурация валентных подуровней хрома: 3d5 4s1.
В соответствии с электронной структурой хром может проявлять степень
окисления от +1 до +6. Наиболее устойчивы соединения хрома /III/ и хрома
/VI/. При
обычных температурах могут быть получены и соединения хрома /II/.
На воздухе поверхность хрома покрывается слоем оксидной пленки, которая
не
растворяется в воде и кислотах и предохраняет металл от коррозии. Благодаря
этому
свойству для защиты металлических изделий от коррозии применяют покрытие
хромом.
Образованием защитной оксидной пленки объясняется и тот факт, что хром
не
растворяется в растворах кислот, анион которых выступает как окислитель.
Металлический хром можно получить алюмотермическим способом:
tº
Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3
I Соединения хрома /II/
Известны соли хрома /II/: CrSO4, Cr(CH3COO)2 и др. Хлорид хрома /II/
можно
получить восстановлением хлорида хрома /III/ из подкисленного водного
раствора
цинком:
2CrCl3 + Zn = 2CrCl2 + ZnCl2
Получается CrCl2 также при взаимодействии хрома с соляной кислотой в
атмосфере водорода. При действии щелочи на раствор CrCl2 выделяется гидроксид
хрома
/II/, который проявляет только слабые основные свойства:
CrCl2 + 2NaOH = 2NaCl + Cr(OH)2↓
Сульфид хрома /II/ не гидролизуется из-за низкой растворимости и может
быть
получен из водного раствора солей хрома /II/:
CrCl2 + (NH4)2 S = 2NH4Cl + CrS↓
Хром в степени окисления +2 – сильный восстановитель.
Подкисленным водным раствором CrCl2 иногда пользуются для поглощения
кислорода:
4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O
Он вытесняет также водород из воды по реакции:
2CrCl2 + 2H2O = 2CrOHCl2 +H2↑
2 Соединения хрома /III/
Оксид хрома /III/ нерастворим ни в воде, ни в кислотах. Отвечающий ему
гидроксид Cr(OH)3 амфотерен.
2Cr(OH)3 + 3H2SO4=Cr2(SO4)3 + 6H2O
3
Cr(OH)3 + KOH = KCrO2 + 2H2O
или
Cr(OH)3 + KOH = K[Cr(OH)4]
Cоли типа
KCrO2 –хромиты – можно рассматривать как производные
метахромистой кислоты HCrO2. Соли этой кислоты и соли, в состав которых
входит
катион трехвалентного хрома, подвержены сильному гидролизу. При нагревании
растворов гидролиз усиливается. Соли хрома /III/ и слабых кислот нацело
гидролизуются:
Cr2S3 + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S↑
Добавка в раствор соли трехвалентного хрома другой соли, содержащей
анион
слабой кислоты, ведет к выпадению из раствора гидрооксида хрома /III/
(совместный
гидролиз):
2CrCl3 +3H2O + 3Na2CO3=6NaCl + 2Cr(OH)3↓+3CO2↑
Хром в степени окисления +3 может быть восстановителем. Он легко
окисляется в
щелочной среде хлором, бромом, пероксидом водорода с образованием хроматов:
2CrCl3 + 3Br2 + 16KOH = 6KBr + 6KCl + 2K2CrO4 + 8H2O
Cr2(SO4)3 + 3H2O2 + 10KOH=3K2SO4+2K2CrO4+8H2O
В азотнокислой среде хром /III/ окисляется такими окислителями как
хлорат,
перманганат и висмутат калия до дихромовой кислоты:
2Cr(NO3)3 +3KBiO3+6HNO3=H2Cr2O7+3KNO3+3Bi(NO3)3 +2H2O
3 Соединения хрома /VI/
Триоксид хрома CrO3 /хромовый ангидрид/ легко растворяется в воде с
образованием
раствора хромовой /H2CrO4 и дихромовой (H2 Cr2O3) кислот. В растворе имеет
место
следующее равновесие:
2Н2CrO4 → H2Cr2O7 +H2O
←
(1)
или в ионной форме:
→
2H+ +2CrO42- ← 2HCrO-4 → Cr2O72- + H2O
←
(2)
Соли хромовой и дихромовой кислот называются соответственно хроматами и
дихроматами.
Согласно уравнению (2) водные растворы дихроматов имеют кислую реакцию:
→
Cr2O27- + H2O
→
←
2 HCrO4- ← 2 H+ + 2 CrO42-
Водные же растворы хроматов имеют щелочную реакцию:
4
CrO42- + 2H2O
→
← HCrO4
+ 2OH-
Следовательно, чтобы перевести хромат в дихромат, нужно подкислить
раствор, а
чтобы перевести дихромат в хромат, нужно добавить в раствор щелочь или
карбонат
щелочного металла:
→
Na2Cr2O7 + H2O← 2NaHCrO4
2NaHCrO4 + Na2CO3 → 2Na2CrO4
←
+ H2O + CO2↑
___________________________________________
Na2Cr2O7 + Na2CO3=2Na2CrO4 + CO2↑
Хроматы щелочных металлов, как уже отмечалось выше, могут быть получены
окислением хрома /III/ в щелочной среде такими окислителями как хлор, бром,
пероксид
водорода. Хроматы тяжелых металлов плохо растворимы в воде и поэтому могут
быть
получены обменной реакцией:
Pb(NO3)2 + K2CrO4 = PbCrO4↓ + 2KNO3
Дихромат щелочного металла в кислой среде проявляет сильные
окислительные
свойства:
K2Cr2O7 + 14НГ=2КГ+2CrГ3+3Г2+7Н2О(Г=Cl, Br, J)
K2Cr2O7 + 3SO2 +H2SO4=K2SO4+Cr2(SO4)3+H2O
Сильными восстановителями производные Cr(VI) могут восстанавливаться в
нейтральной и слабощелочной среде:
2K2CrO4+3(NH4)2S+8H2O=2Cr(OH)3↓+3S+4KOH+6NH4OH