Взаимодействие хрома с хлором

Хром — элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром— твёрдый металл голубовато-белого цвета.

Химические свойства хрома

При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.

2Cr + N₂ – t° → 2CrN

В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H₂SO₄)

В отсутствии воздуха образуются соли Cr 2+ , а на воздухе – соли Cr 3+ .

Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассив-ность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей.

Соединения хрома

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Соединения хрома (II) — сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

Оксид хрома (III) Cr₂O₃ – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr₂O₃ со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

Гидроксид хрома (III) Сr(ОН)₃ . Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид СrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо-голубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака.

Обладает амфотерными свойствами — растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

Сr(ОН)₃ →(120 o C –H₂O) СrO(ОН) →(430-1000 0 С –H₂O) Cr₂O₃

Получение: осаждение гидратом аммиака из раствора солей хрома(Ш):

Сr 3+ + 3(NH₃ Н₂O) = Сr(ОН)₃↓ + ЗNН 4+

Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия.

Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:

2Cr +3 Cl₃ + 16NaOH + 3Br₂ → 6NaBr + 6NaCl + 8H₂O + 2Na₂Cr +6 O₄

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO₃ — ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия и H₂SO₄(конц.).

CrO₃ — кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO₄ 2- :

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr₂O₇ 2- :

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

Дихромат калия – окислитель в кислой среде:

Хромат калия К₂ CrО₄. Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая окраска раствора отвечает иону СrO₄ 2- ), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К₂Cr₂O₇. Окислитель (более слабый, чем К₂Cr₂O₇). Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион CrO₄ 2- — выпадение желтого осадка хромата бария, разлагающегося в сильнокислотной среде. Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, селективный окислитель, реактив в аналитической химии.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: спекание хромита с поташом на воздухе:

Дихромат калия K2Cr₂O₇ . Оксосоль. Техническое название хромпик. Оранжево-красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (оранжевая окраска раствора отвечает иону Сr₂O₇ 2- ). В щелочной среде образует К₂CrO₄ . Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции — синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н₂O₂ , синее окрашивание водного раствора при действии атомарного водорода.

Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, компонент пиротехнических составов, реагент в аналитической химии, ингибитор коррозии металлов, в смеси с Н₂SO₄ (конц.) — для мытья химической посуды.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: обработка К₂СrO₄ серной кислотой:

Cr(OH)₂ слабое основание

Cr(OH)₃ ↔ HCrO₂ + H₂O амфотерный гидроксид

Окислители и восстановители

2. Силикотермический: 2Сr₂O₃ + 3Si = 3SiO₂ + 4Cr

3. Электролитический: 2CrCl₃ = 2Сr + 3Cl₂

Поверхностная оксидная пленка является причиной инертности хрома при обычной температуре, благодаря чему этот металл не подвергается атмосферной коррозии (в отличие от железа).

При нагревании хром проявляет свойства довольно активного металла, что соответствует его положению в электрохимическом ряду напряжений.

Тонкоизмельченный хром интенсивно горит в токе кислорода. На воздухе реакция с O₂ происходит лишь на поверхности металла.

При осторожном окислении амальгамированного хрома образуется низший оксид CrO.

(Сr не взаимодействует с Н₂, но поглощает его в больших количествах)

CrCl₃ и CrS - ионные соединения.

CrN и r_xC_y - ковалентные тугоплавкие инертные вещества, по твердости сравнимы с алмазом.

- смесь концентрированных HNO₃3 и НСl (1:3), растворяет золото и платиновые металлы (Pd,Os,Ru).

СrO - оксид хрома (II).

Твердое черное вещество, н. р. в Н₂O.

1) медленное окисление хрома, растворенного в ртути

2) обезвоживание Сr(ОН)₂ в восстановительной атмосфере:

СrO - неустойчивое вещество, легко окисляется при небольшом нагревании до Сr₂O₃; при более высоких Т диспропорционирует:

СrO - типичный основный оксид, проявляет характерные для этого класса свойства. Реакции необходимо проводить в восстановительной среде.

Сr(OН)₂ - гидроксид хрома (II)

твердое желтое вещество, н. р. в Н₂O.

обменными реакциями из солей Сr 2+ :

Неустойчивое вещество, разлагается при нагревании; на воздухе быстро окисляется с образованием зеленого гидроксида хрома (III);

Наиболее важные: CrCl₂, CrSO₄, (СН₃СОО)₂Сr. Гидратированный ион Сr 2+ имеет бледно-голубую окраску.

1. Сr + неметалл (S, Hal₂)

2. Восстановление солей Сr 3+ :

1. Соли Сr 2+ - сильные восстановители, так как очень легко окисляются до солей Сr 3+

2. Раствор CrSO₄ в разбавленной H₂SO₄ - превосходный поглотитель кислорода:

3. С аммиаком соли Сr 2+ образуют комплексные соли - аммиакаты:

Для Сr 2+ характерно образование двойных сульфатов, например: K₂Cr(SO₄)₂• 6Н₂O

, важнейшее природное соединение хрома. Сr₂О₃, полученный химическими методами, представляет собой темно-зеленый порошок.

1. Синтез из простых веществ:

2. Термическое разложение гидроксида хрома (III) или дихромата аммония:

3. Восстановление дихроматов углеродом или серой:

Сr₂O₃ - типичный амфотерный оксид

В порошкообразном виде реагирует с сильными кислотами и сильными щелочами, в кристаллическом виде - химически инертное вещество.

К наиболее практически важным реакциям относятся следующие:

1. Восстановление с целью получения металлического хрома:

2. Сплавление с оксидами и карбонатами активных металлов:

Образующиеся метахромиты являются производными метахромистой кислоты НСrO₂.

3. Получение хлорида хрома (III):

Образуется в виде синевато-серого осадка при действии щелочей на соли Сr 3+ :

Практически нерастворимый в воде гидроксид может существовать в виде коллоидных растворов.

В твердом состоянии гидроксид хрома (III) имеет переменный состав Сr₂O₃• nН₂O. Теряя молекулу воды, Сr(ОН)₃ превращается в метагидроксид СrО(ОН).

Сr(ОН)₃ - амфотерный гидроксид, способный растворяться как в кислотах, так и в щелочах:

Сr(ОН)₃ + ЗОН - = [Cr(OH)₆] 3- _{гексагидроксохромитанион}

При сплавлении с твердыми щелочами образуются метахромиты:

Растворением осадка Сr(ОН)₃ в кислотах получают нитрат Cr(NO₃)₃, хлорид СrСl₃, сульфат Cr₂(SO₄)₃ и другие соли. В твердом состоянии чаще всего содержат в составе молекул кристаллизационную воду, от количества которой зависит окраска соли.

Самой распространенной является двойная соль КСr(SO₄)₂• 12H₂O - хромокалиевые квасцы (сине-фиолетовые кристаллы).

Хромиты, или хроматы (III) - соли, содержащие Сr 3+ в составе аниона. Безводные хромиты получают сплавлением Сr₂O₃ с оксидами двухвалентных металлов:

В водных растворах хромиты существуют в виде гидроксокомплексов.

К наиболее характерным свойствам солей Cr(III) относятся следующие:

1. Осаждение катиона Сг 3+ под действием щелочей:

Характерный цвет осадка и его способность растворяться в избытке щелочи используется для отличия ионов Сг 3+ от других катионов.

2. Легкая гидролизуемость в водных растворах, обусловливающая сильнокислый характер среды:

Сr 3+ + Н₂O = СrОН 2+ + Н +

Соли Сr (III) с анионами слабых и летучих кислот в водных растворах не существуют; так как подвергаются необратимому гидролизу, например:

3. Окислительно-восстановительная активность:

а) окислитель: соли Cr(III) → соли(VI)

б) восстановительь: соли Cr(III) → соли(II)

4. Способность к образованию комплексных соединений - аммиакатов и аквакомплексов, например:

Кристаллическое вещество темно-красного цвета, очень гигроскопичное, легко растворимое в воде. Основной способ получения:

СrО₃ - кислотный оксид, активно взаимодействует с водой и щелочами, образуя хромовые кислоты и хроматы.

Хромовый ангидрид - чрезвычайно энергичный окислитель. Например, этанол воспламеняется при соприкосновении с СrO₃:

Продуктом восстановления хромового ангидрида, как правило, является Сr₂O₃.

При растворении CrO₃ в воде образуются 2 кислоты:

Обе кислоты существуют только в водных растворах. Между ними устанавливается равновесие:

Обе кислоты очень сильные, по первой ступени диссоциированы практически полностью:

- соли, содержащие анионы хромовой кислоты CrO₄ 2- . Почти все имеют желтую окраску (реже - красную). В воде хорошо растворяются только хроматы щелочных металлов и аммония. Хроматы тяжелых металлов н. р. в Н₂O. Наиболее распространены: Na₂CrO₄, К₂CrO₄, РЬCrO₄ (желтый крон).

1. Сплавление CrO₃ с основными оксидами, основаниями:

2. Окисление соединений Cr(III) в присутствии щелочей:

3. Сплавление Сr₂O₃ со щелочами в присутствии окислителя:

Хроматы существуют только в разбавленных щелочных растворах, которые имеют желтую окраску, характерную для анионов СrO₄ 2- . При подкислении раствора эти анионы превращаются в оранжевые дихромат-анионы:

2СrO₄ 2- + 2Н + = Сr₂O₇ 2- + Н₂O Это равновесие мгновенно сдвигается в ту или иную сторону при изменении рН растворов.

Хроматы - сильные окислители.

При нагревании хроматы тяжелых металлов разлагаются; например:

- соли, содержащие анионы дихромовой кислоты Сr₂O₇ 2-

В отличие от монохроматов имеют оранжево-красную окраску и обладают значительно лучшей растворимостью в воде. Наиболее важные дихроматы - К₂Сr₂O₇, Na₂Cr₂O₇, (NH₄)₂Cr₂O₇.

Их получают из соответствующих хроматов под действием кислот, даже очень слабых, например:

Водные растворы дихроматов имеют кислую среду вследствие устанавливаемого равновесия с хроматанионами (см. выше). Окислительные свойства дихроматов наиболее сильно проявляются в подкисленных растворах:

При добавлении восстановителей к кислым растворам дихроматов окраска резко изменяется от оранжевой до зеленой, характерной для соединений Сг 3+ .

Эта реакция используется для получения хромокалиееых квасцов KCr(SO₄)₂ • 12H₂O

Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова "хром" берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 - амфотерные, +6 - кислотные.

В природе хром встречается в виде следующих соединений.

• Fe(CrO₂)₂ - хромистый железняк, хромит
• (Mg, Fe)Cr₂O₄ - магнохромит
• (Fe, Mg)(Cr, Al)₂O₄ - алюмохромит

В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из его оксида.

Реакции с неметаллами

Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома III - Cr₂O₃ - происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.

Протекает в раскаленном состоянии.

Реакции с кислотами

С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.

Реакции с солями менее активных металлов

Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.

Соединения хрома II

Соединение хрома II носят основный характер. Оксид хрома II окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы - оксида хрома III, реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Гидроксид хрома II, как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Соединения хрома III

Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома III гидроксид хрома III.

Оксид хрома III реагирует как с растворами щелочей, образуя комплексные соли, так и с кислотами.

Cr₂O₃ + NaOH + H₂O = Na₃[Cr(OH)₆] (нет прокаливания - в водном растворе, гексагидроксохромат натрия)

Cr₂O₃ + HCl = CrCl₃ + H₂O (сохраняем степень окисления)

Оксид хрома III реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).

При окислении соединение хрома III получают соединения хрома VI (в щелочной среде).

Соединения хрома VI

В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома VI - CrO₃, и две кислоты, находящиеся в растворе в состоянии равновесия: хромовая - H₂CrO₄ и дихромовая кислоты - H₂Cr₂O₇.

Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают раствор в желтый цвет, а дихроматы - в оранжевый цвет.

Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.

Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый - образуется хромат.

Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название "вулканчик" :)

В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.

Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.

Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.

В природе железо встречается в виде следующих соединений:

• Fe₂O₃ - красный железняк, гематит
• Fe₃O₄ - магнитный железняк, магнетит
• Fe₂O₃*H₂O - бурый железняк, лимонит
• FeS₂ - пирит, серый или железный колчедан
• FeCO₃ - сидерит

Получают железо восстановлением из его оксида - руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.

Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.

Реакции с неметаллами

Fe + S = FeS (t > 700°C)

Fe + S = FeS₂ (t 2+ в растворе является реакция с красной кровяной солью - K₃[Fe(CN)₆] - гексацианоферратом III калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

Качественной реакцией на ионы Fe 2+ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок зеленого цвета.

Соединения железа III проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа III реагирует и с кислотами, и с щелочами.

Fe(OH)₃ + KOH = K₃[Fe(OH)₆] (гексагидроксоферрат калия)

При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.

Гидроксид железа III - ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании легко распадается на воду и соответствующий оксид.

Качественной реакцией на ионы Fe 3+ является взаимодействие с желтой кровяной солью K₄[Fe(CN)₆]. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

Реакция хлорида железа III с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко красного цвета.

И еще одна качественная реакция на ионы Fe 3+ - взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок бурого цвета.

Соединения железа VI - ферраты - соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными окислительными свойствами.

Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)₃ в щелочи.

Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.

Основные степени окисления меди +1, +2.

Медь встречается в самородном виде и в виде соединений, наиболее известные из которых:

• CuFeS₂ - медный колчедан, халькопирит
• Cu₂S - халькозин
• Cu₂CO₃(OH)₂ - малахит

Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.

Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди более активными металлами, например - железом.

Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.

CuSO₄ + H₂O = Cu + O₂ + H₂SO₄ (медь - на катоде, кислород - на аноде)

Реакции с неметаллами

Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.

При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.

4Cu + O₂ = (t) 2Cu₂O (при недостатке кислорода)

2Cu + O₂ = (t) 2CuO (в избытке кислорода)

Реакции с кислотами

Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной - реакция идет.

Реагирует с царской водкой - смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO₃ к 3 объемам HCl.

С оксидами неметаллов

Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.

Cu + SO₂ = (t) CuO + S

Cu + NO = (t) CuO + N₂↑

В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди I можно получить путем восстановления соединений меди II.

Оксид меди I можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.

Оксид меди I окисляется кислородом до оксида меди II.

Оксид меди I вступает в реакции с кислотами.

Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.

Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)₂. Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.

Оксид меди II получают в реакциях термического разложения гидроксида меди II, реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.

Реакции с кислотами

CuO + CO = Cu + CO₂

Гидроксид меди II - Cu(OH)₂ - получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.

При нагревании гидроксид меди II, как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду.

Реакции с кислотами

Реакции с щелочами

Как сказано выше, гидроксид меди II носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства. В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс.

Реакции с кислотными оксидами

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Строение атома хрома, свойства хрома и его соединений.

Скачать:

Вложение	Размер
Строение атома хрома, свойства хрома и его соединений	15.31 КБ

Предварительный просмотр:

Хром и его соединения.

Хром – элемент с порядковым номером 24. Электронная формула атома в невозбужденном состоянии Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 .

Электроны в атоме хрома заселяют четыре энергетических уровня. Это элемент четвертого периода шестой группы главной подгруппы. На внешнем уровне атома один электрон . Это металл. Размеры атома хрома и катиона Cr 2+ намного меньше радиусов атома кальция, s-элемента того же четвертого периода и катиона Са 2+ .

В соединениях хрома (VI) атом хрома связан с соседними атомами ковалентными связями. Оксид хрома (VI) – кислотный оксид, его гидроксид – кислота. Соединения хрома (VI) – сильные окислители. Соединения хрома (II) – ионные соединения. Оксид хрома (II) – основной оксид. Его гидратная форма – основание. Соединения хрома (II) – сильные восстановители. Соединения хрома (III) наиболее устойчивы и инертны. Оксид и гидроксид хрома (III) амфотерны.

Хром – блестящий металл серовато-белого (серо-стального цвета. Его плотность составляет 7,2 г/см 3 . Температура плавления хрома 1890 градусов. Это тугоплавкий металл. Технический хром – один из самых твердых, но хрупких металлов. Он лишен пластических свойств. Чистый хром, напротив, очень пластичен, ковок и тягуч.

В ряду напряжений хром располагается между цинком и железом. Его поверхность покрыта тончайшим, но очень плотным слоем химически малоактивного оксида хрома (III), препятствующего взаимодействию хрома с окислителями. При комнатной температуре хром не взаимодействует ни с кислородом, ни с хлором. При нагревании хром медленно окисляется кислородом. В мелкораздробленном состоянии нагретый хром горит в кислороде с образованием оксида хрома (III) и окисляется хлором, превращаясь в хлорид хрома (III).

4 Cr + 3O 2 = 2 Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3

Хром растворяется в разбавленных хлороводородной и серной кислотах. Процесс протекает в две стадии. Первоначально образуются соединения хрома (II). Они взаимодействуют с кислотами, превращаясь в соли хрома (III).

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 2CrCl 2 +2HCl = 2CrCl 3 + H 2

Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 2CrSO 4 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + H 2

Хром пассивируется холодными концентрированными азотной и серной кислотами. Он медленно восстанавливает нагретую концентрированную серную кислоту, превращая ее в оксид серы (IV):

2Cr + 6H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4 ) 3 +3SO2 +6H 2 O

Взаимодействие хрома со щелочами в присутствии кислорода приводит к образованию соединений хрома (VI) –хроматов:

2Cr + 4KOH +3O 2 = 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O

Нахождение в природе, получение, применение

В свободном состоянии хром в природе не встречается. Важнейшими минеральными соединениями, содержащими хром, являются хромистый железняк FeO.Cr 2 O 3 или Fe(CrO 2 ) 2 и крокоит PbCrO 4 .

Хром получают восстановлением хромистого железняка углеродом в электропечах:

FeO.Cr 2 O 3 +4CO= Fe + 2Cr +4CO 2

Полученный таким образом хром идет на легирование сталей.

Чистый хром получают методом металлотермии, используя в качестве восстановителей алюминий и кремний:

Cr 2 O 3 + 2AL = 2Cr + Al 2 O 3 2Cr 2 O 3 + 3Si = 4Cr + 3Si 2 O 3

Хром широко применяется как легирующий компонент в производстве нержавеющих и инструментальных сталей и жаропрочных сплавов. Хром придает им коррозийную стойкость, прочность, твердость, повышенную износоустойчивость. Декоративные покрытия защищают металлы от коррозии, продлевают срок их службы и придают хромированным изделиям изящный вид. Сплав с никелем – нихром, обладающий высоким электрическим сопротивлением, идет на производство электронагревательных приборов.

Хром образует соединения со степенями окисления +2, +3 и +6. Оксид хрома (II) получают разложением карбонила хрома. Это вещество черного цвета, нерастворимое в воде. Оксид хрома (II) – основной оксид. Он растворим в кислотах:

CrO + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 O

Его гидратная форма – гидроксид хрома (II) – это нерастворимое в воде основание. Оно растворяется в кислотах:

Cr(OH) 2 +2HCl = CrCl 2 + 2 H 2 O

Гидроксид хрома (II) легко окисляется растворенным в воде кислородом, превращаясь в гидроксид хрома (III):

4Cr(OH) 2 + O 2 +2H 2 O = 4Cr(OH) 3

По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Конспект содержит материал о строении атома хрома, его физических и химических свойствах, а также о свойствах его важнейших соединений.

Тема "Хром и его соединения", в частности, окислительно-восстановительные свойства, очень часто встречаются в заданиях итоговой аттестации (ЕГЭ) как на базовом, так .

В 2012 году была предложена новая форма задания С2 в виде текста, описывающего последовательность экспериментальных действий, которые нужно превратить в уравнения реакций. Трудность такого задан.

Этот материал можно использовать при объяснении темы металлы и их соединения в 9-х и 11-х классах.

материал может использоваться при изучении металлов побочных подгрупп.