Хром 22

Хром був відкритий Л. Н. Вокленом у 1797 р.

Перебування в природі. Природні сполуки хрому: хромистий залізняк FеО·Сr2О3 і свинцева червона руда РbСrО4. Великі поклади хромових руд зустрічаються на Уралі.

Фізичні властивості. Хром - білий блискучий метал, що відрізняється твердістю і тендітністю, з густотою 7,2 р/см3, температурою плавлення 1903С и температурою кипіння біля 2570С. На повітрі поверхня хрому покривається оксидной плівкою, що охороняє його від подальшого окислювання. Добавка вуглецю до хрому ще більше збільшує його твердість.

Хімічні властивості. Хром на холоду дуже інертний. При нагріванні він взаємодіє з киснем, галогенами, азотом, вуглецем, сіркою й ін.:

4 Cr + 3 O2 = 2 Cr2O3

2 Cr + 3 Cl2 = 2 CrCl3

2 Cr + 3 S = Cr2S3

2 Cr + N2 = 2 CrN

Сульфід хрому може існувати тільки в сухому виді. При контакті з водою, навіть із її парами, він цілком гідролізується:

Сr2S3 + 6 Н2О = 2 Сr(ОН)3 + 3 Н2S

При нагріванні хром розчиняється в соляною і сарною кислотах:

Сr + Н2SО4 = СrSO4 + Н2

Сr + 2 HСl = СrСl2 + Н2

Сполуки хрому (II) хитливі і легко окисляються до сполук хрому (III):

4 СrСl2 + O2 + 4 НСl = 4 СrСl3 + 2 Н2О

У нитратній кислоті і царській горілці на холоду хром зовсім не розчиняється, а при кип'ятінні розчиняється дуже слабко. Це пояснюється тим, що нитратна кислота пасивує хром. Хром пасивується й іншими сильними окислювачами.

Отримання. У промисловості одержують як чистий хром, так і його сплав із залізом (ферохром). Чистий хром одержують відновленням його оксиду алюмінієм:

Сг2О3 + 2 Аl = 2 Сr + Аl2O3

Ферохром буває двох видів: що містить і вуглець, що не містить. Перший одержують відновленням хромистого залізняка коксом:

FеО·Сr2О3 + 4 С = Fе + 2 Сr + 4 СО

другий - відновленням хромистого залізняка алюмінієм:

3 FеО·Сr2О3 + 8 Аl = 3 Fе + 6 Сr + 4 Аl2O3

Застосування. Хромом покривають залізні і сталеві деталі й інструменти, що використовуються в промисловості. Хромування деталей здійснюється електролітичним методом.

Найбільша кількість хрому застосовується в металургії для одержання хромистих сталей, що відрізняються великою твердістю і тривкістю, тому використовуються для виготовлення інструментів, шарикоподшипників і деталей машин, що несуть велике навантаження. Добавка хрому до бронзи, латуні й інших сплавів значно підвищує їхню твердість. Сплав хрому з нікелем і залізом (нихром) має високий електричний опір і застосовується для виготовлення спіралей електронагрівальних приладів.

Кисневі сполуки хрому (III). Оксид хрому (III) Сr2О3 є амфотерним. У звичайних умовах це порошок зеленого кольору. Він не розчиняється у воді, дуже слабко розчиняється в кислотах і лугах, а при сплавці з лугами або карбонатами лужних металів утворює розчинні у воді солі хромистої кислоти - хроміти:

Сг2О3 + 2 NаОН = 2 NаСrО2 + Н2О

Сr2О3 + К2СО3 = 2 КСгО2 + СО2

Оксид хрому (III) при сплавці з лугами при кисню повітря може окислятися до хроматів:

2 Сr2О3 + 8 КОН + 3 O2 = 4 К2СгО4 + 4 Н2О

У лабораторних умовах оксид хрому (III) можна одержати термічним розкладанням дихромата амонію:

(NН4)2Сr2O7 = Сr2О3 + N2 + 4 Н2О

У промисловості оксид хрому (III) одержують відновленням дихромата калію коксом або сіркою:

2 К2Сr2О7 + 3 С = 2 Сr2О3 + 2 К2СО3 + СО2

К2Сr2О7 + S = Сr2О3 + К2SO4

Оксид хрому (III) застосовується для одержання хрому, а також для виготовлення масляних і акварельних фарб. Хромові фарби стійкі до дії вологи і нагріванню. Солі хрому (III) застосовуються в промисловості для одержання хромової шкіри.

При дії лугів на розчини солей хрому (III) випадає осад гидроксида хрому (III) Сr(ОН)3 сірувато-блакитного цвіту. Гидроксид хрому (III) має амфотерні властивості. На відміну від оксиду гидроксид хрому легкорозчинним як у кислотах, так і в лугах:

2 Сr(ОН)3 + 3 Н2SO4 = Сr2(SO4)3 + 6 Н2О

Cr(ОН)3 +3 NаОН = Nа3[Сг(ОН)6].

тому його можна осадити, тільки якщо не добавляти надлишку лугу. При нагріванні гидроксид хрому (III) утрачає воду, перетворюючись в оксид:

2 Сr(ОН)3 = Сr2О3 + 3 Н2О

Більшість солей хрому (III) добре розчиняється у воді, але легко піддається гидролізу. Сульфат хрому разом із сульфатами розжарюємо, амонію, рубидію або цезію викристалізовується у виді квасцов Ме2SO4·Сr2(SO4)3·24Н2О або МеСг(SO4)2·12Н2О,, де Ме - катіон калію, амонію, рубидію або цезію.

Хромовий ангідрид і хромові кислоти - сполуки, у яких хром утримується у вищому валентному стані: +6. Триоксид хрому СгО3 - кислотний оксид, що взаємодіє з водою, основними оксидами й основами:

СrО3 + Н2О = Н2СrO4

2 СrО3 + Н2О = Н2Сr2О7

СrО3 + СаО = СаСrО4

СrО3 + 2 КОН = К2СrО4 + Н2О

Хромовий ангідрид може утворювати як хромову, так і двухромову кислоти і їхньої солі. Стан рівноваги

2 СrО42 + 2 Н  2 НСrО  Cr2О72 + Н2О

залежить від кислотності середовища: у кислому розчині основна маса хрому знаходиться у виді дихромата, а в лужному, де концентрація іонів водню дуже мала, - у виді хромата.

Хромовий ангідрид - дуже сильний окислювач. Реакції його з деякими органічними речовинами при сірчаної кислоти протікають із вибухом:

8 СrО3 + 3 СН3СОСН3 + 12 Н2SО4 = 4 Сr2(SО4)з + 9 СО2 + 9 Н2О

Хромовий ангідрид можна одержати дією концентрованої сульфатної кислоти на сухі хромати або дихроматы:

K2CrO4 + H2SO4 = K2SO4 + CrO3 + H2O

K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + 2 CrO3 + H2O

Хромовий ангідрид застосовується як окислювач при різноманітних органічних синтезах.

Солі лужних металів і амонію хромових кислот добре розчинні у воді. Солі інших металів розчиняються важко. Дихромат калію К2Сг2О7, (хромпик) широко застосовується як окислювач у лабораторній практика і хімічної технології. Дія хроматів і дихроматів як окислювачів виявляється в кислому середовищі:

К2Сг2О7 + 6 FеSO4 + 7 Н2SO4 = К2SО4 + Сr2(SO4)3 + 3 Fе2(SO4)3 + 7 Н2О

При додаванні розчину залізного купоросу до розчину дихромата калію жовтогаряче фарбування зникає і з'являється зеленим, обумовлена утворенням гидратированих іонів Сг3.

Броміии і йодиди окисляються дихроматом калію до вільних галогенів:

К2Сr2О7 + 6 КI + 7 Н2SO4 = Сr2(SO4)3 + 3I2 + 4 К2SO4 + 7 Н2О

При взаємодії дихромата калію з йодоводневої і бромоводневої кислотами подкисляти розчин не потрібно, тому що необхідну кислотність створюють самі відновлювачі, що є сильними кислотами:

К2Сr2О7 + 14 НВr = 2 КВr + 2 СrВr3 + 3 Вr2 + 7 Н2О

йод , що виділяється , або бром маскує перехід жовтогарячого фарбування розчину в зелену.

У аналітичній хімії реакція окислювання хроматом або дихроатом калію різноманітних іонів використовується для їхнього визначення. Цей метод аналізу називається хроматометрією.

Розчин дихромата калію в концентрованої сульфатній кислоті називається хромовою сумішшю і використовується в лабораторній практицідля миття посуду. Він легко видаляє жир з поверхні скла, окислюючи його хромовим ангідридом, що утвориться, і змиваючи концентрованою сульфатною кислотою.