Хром 22

Хром

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 СrО₄^2- + 2 Н⁺ Û 2 НСrО^- Û Cr₂О₇^2- + 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.