Нахождение в природе

Хром относится к семейству d-элементов. Мольная доля его атомов в земной коре составляет ≈ 6 ∙ 10^-3%. Он представлен 4 нуклидами и в природе существует только в связанном виде. Основными минералами хрома являются: хромистый железняк Fe(CrО₂)₂ (FeO ∙ Cr₂O₃), хромовая охра Cr₂O₃ и желтый хром или крокоит PbCrO₄.

Физические свойства

Простое вещество хром – это серовато-белый блестящий тяжелый (ρ = 7,2 г/см³) металл, обладающий высокой температурой плавления (≈ 1875^оС). Очень чистый металл, поддается механической обработке, но в присутствии небольших количеств примесей (например, углерода), становится хрупким и чрезвычайно твердым. При обычных условиях хром достаточно устойчив к воздействию кислорода и практически не подвергается электрохимической коррозии. Эти свойства хрома находят широкое применение в металлургической промышленности, где его используют как добавку при выработке специальных сортов стали.

Химические свойства

В таблице Д.И. Менделеева элемент Cr находится в четвертом периоде, VI B группе. Порядковый номер 24. Заряд ядра равен +24. Графическая электронная формула выглядит следующим образом:

У атома Cr наблюдается проскок электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровнь. В результате этого атом переходит в более устойчивое энергетическое состояние.

Как и все металлы, Cr в соединениях с неметаллами проявляет только положительную степень окисления, которая может принимать значения +2, +3, +4, +5 и +6 (в зависимости от числа валентных электронов, принимающих участие в образовании связи).

Степени окисления +4 и +5 для хрома являются наименее характерными. Такие соединения немногочисленны и, как правило, неустойчивы.

Практическое значение имеют соединения хрома, в которых он проявляет степень окисления +3 или +6.

Соединения со степенью окисления +2 обладают хорошо выраженными восстановительными свойствами и легко окисляются. Длительное время они могут сохраняться только в инертной атмосфере в отсутствии кислорода. Наиболее устойчивыми являются те соединения хрома, в которых он проявляет степень окисления +3.

При обычных условиях хром реагирует только с F₂.

3F₂ + 2Cr = 2 F₃

Для взаимодействия с другими неметаллами (Cl₂, O₂, S) необходимо нагревание, иногда значительное. Например, хром горит в кислороде только при t = 2000^оС и выше

4Cr + 3О₂ 2Cr₂O₃

2Cr + 3S Cr₂S₃

2Cr + 3Cl₂ 2CrCl₃

Хром взаимодействует с кислотами, у которых в роли окислителя выступают ионы Н⁺. При этом без доступа воздуха он окисляется до Cr²⁺.

Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂

Cr + H₂SO_{4 (разб.)} = CrSO₄ + H₂

Концентрированная H₂SO₄ и HNO₃ при обычных условиях и на холоде на хром не действуют из-за эффекта пассивации. Но при нагревании реакция становится возможной, причем хром окисляется до +3.

2Cr + 6H₂SO_{4 конц.} Cr₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O

Cr + 6HNO_{3 конц.} Cr(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

Хром образует с кислородом 3 оксида: О, О₃ и О₃. Из них Cr₂O₃ и CrO можно получить прямым путем, а CrO₃ синтезируют только косвенным путем.

С увеличением степени окисления хрома оснóвные свойства его оксидов и соответствующих им гидроксидов уменьшаются, а их кислотные свойства возрастают.

Хром(II)-оксид CrО и соответствующий ему гидроксид Cr(ОН)₂ обладают оснóвными свойствами. Они неустойчивы и легко окисляются кислородом воздуха уже при обычных условиях.

4CrО + О₂ = 2Cr₂О₃

4Cr(ОН)₂ + О₂ + 2H₂O = 4Cr(ОН)₃

Аналогичным образом ведут себя и соли двухвалентного хрома.

Хром(III)-оксид и соответствующий ему гидроксид Cr(ОН)₃ обладает амфотерными свойствами.

Cr₂O₃ + 2NaOH _тв. 2NaCrO₂ + H₂O

Cr₂O₃ + 6HCl = 2CrCl₃ + 3H₂O

Cr(OH)₃ + NaOH _тв. NaCrO₂ + 2H₂O

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Cr(OH)₃ + 3KOH_р-р = K₃[Cr(OH)₆]

Хром(VI)-оксид CrO₃ является кислотным и при взаимодействии с H₂O образует смесь хромовой и дихромовой кислот:

CrO₃ + H₂O = H₂CrO₄

2CrO₃ + H₂O = H₂Cr₂O₇

Эти кислоты могут существовать только в разбавленных водных растворах. В чистом виде их выделить не удается, т.к. они тут же распадаются на CrO₃ и H₂O.

Соли хромовой H₂CrO₄ и дихромовой H₂Cr₂O₇ кислот являются устойчивыми как в растворах, так и в индивидуальном состоянии. Они называются, соответственно, хроматами и дихроматами.

Почти все хроматы имеют желтую окраску.

В кислой среде хроматы превращаются в дихроматы вследствие протекания реакции:

2CrО₄^2- + 2Н⁺ = Cr₂О₇^2- + H₂O

Окраска раствора при этом изменяется на оранжевую. При добавлении к раствору дихромата щелочи наблюдается обратный процесс – образование хромата.

Хром(VI)-оксид, а также хроматы и дихроматы обладают хорошо выраженными окислительными свойствами.

Причем наиболее сильно они проявляются в кислой среде, когда в растворе присутствуют дихромат-ионы:

K₂Cr₂O₇ + 3 H₂S + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3S↓ + K₂SO₄ + 7H₂O

K₂Cr₂O₇ + 14HCl = 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl + 7H₂O

В последнем случае соляная кислота выступает в роли восстановителя и создает в растворе кислую среду.

Наиболее известными соединениями дихромовой кислоты являются калий-дихромат (хромпик) K₂Cr₂O₇ и натрий-дихромат Na₂Cr₂O₇.

В промышленности хром получают методами пирометаллургии:

FeO ∙ Cr₂O₃ + 4C Fe + 2Cr + 4CO

Cr₂O₃ + 2Al Al₂O₃ + 2Cr

Металлический хром используется для хромирования (нанесения защитных покрытий), а также в качестве одного из важнейших компонентов легированных сталей. При этом хром повышает их коррозионную устойчивость как в водных средах при обычной температуре, так и в газах при нагревании.

В кожевенной и текстильной промышленности применяются хромокалиевые квасцы K₂SO₄ ∙ Cr₂(SO₄)₃ ∙ 12H₂O.

Калий-дихромат K₂Cr₂O₇ и натрий-дихромат Na₂Cr₂O₇ применяются в качестве окислителей при производстве многих органических соединений.

В лабораториях смесь концентрированной H₂SO₄ с водным раствором K₂Cr₂O₇ или Na₂Cr₂O₇ под названием «хромовой смеси» используется для мытья стеклянной посуды.

М Е Д Ь