Хром. Нахождение хрома в природе

название «сибирский красный свинец», PbCrO4. Современное название — крокоит.

В 1797 французский химик Л. Н. Воклен открыл в сибирской
красной свинцовой руде новый элемент хром и в 1798 году
получил его в свободном состоянии.

Происхождение названия
Название элемент получил от греч. χρῶμα — цвет, краска — из-за разнообразия окраски своих соединений.

─ 2e → Cr+2

Cr0 ─ 3e → Cr+3

Cr0 ─ 6e → Cr+6

Основные соединения хрома — хромистый железняк (хромит) FeO·Cr2O3. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO4.

хромит

крокоит

В свободном виде — голубовато- белый металл.
Хром (с примесями) является одним из самых твердых металлов.
Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке, пластичен.
Устойчив на воздухе. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома (III) Cr2O3.

расплавы окислителей

+

HNO3

его поверхности тонкой прочной
оксидной пленки.
При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами, например:
кислородом, галогенами, азотом, серой.
Преиимущественно
образуются соединения
со степенью
окисления +3

Cr2O3 + 3H2

Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au

Cr

В ряду напряжений хром находится левее
водорода и поэтому
в отсутствии воздуха
может вытеснять водород из растворов
соляной и серной кислот,
образуя соли хрома (II).

Cr+2 1
2H+ + 2e → H20 1

2

Cr0 – восстановитель, процесс окисления
HCl (за счет Н+1) – окислитель, процесс восстановления

Cr0 + H2+1SO4 = Cr+2SO4 + H20

Cr0 – 2e → Cr+2 1
2H+ + 2e → H20 1

Cr0 – восстановитель, процесс окисления
H2SO4(за счет Н+1) – окислитель,
процесс восстановления

солей хрома (III)

4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O

нагревании кислоты
pастворяют хром с образованием
cолей хрома (III)

Cr + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + SO2 + H2O

Cr + HNO3 → Cr(NO3)3 + NO2 + H2O

из растворов их солей:

Cr0 + Cu+2SO4 → Cr+2SO4 + Cu0

Cr0 – 2e → Cr+2 1
Cu+2+ 2e → Cu0 1

Cr + CuSO4 = CrSO4 + Cu

Cr0 – восстановитель, процесс окисления
CuSO4 (за счет Cu+2) – окислитель, процесс
восстановления

щелочей на хром практически
не действуют.
Хром реагирует с щелочными расплавами
окислителей.
При взаимодействии с щелочными расплавами
окислителей хром образует соли
анионного типа, в которых проявляет
высшую степень окисления.

сплавление

крови содержится от 0,012 до 0,0035 % хрома. Хром имеет большое значение в метаболизме углеводов и жиров, а также участвует в процессе синтеза инсулина. Важнейшая его биологическая роль состоит в регуляции углеводного обмена и уровня глюкозы в крови Элемент способствует нормальному формированию и росту детского организма. Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.

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.

При осторожном нагревании
гидроксида хрома (II) в отсутствии кислорода получают оксид хрома (II). Составьте уравнение реакции.

Cr(OH)2 = CrO + H2O

3CrO = Cr + Cr2O3

При более высоких температурах оксид хрома (II)
диспропорционирует:

700°

(III)

4CrO + O2 = 2Cr2O3

действием растворов щелочей на соли хрома (II) без доступа воздуха.

CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 ↓ + 2NaCl

Cr2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– = Cr(OH)2 ↓ + 2Na+ + 2Cl–

Cr2+ + 2OH– = Cr(OH)2 ↓

2H2O

Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель.
Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома (III)

4Cr(OН)2 + O2 + 2Н2О = 4Cr(OН)3

воздуха растворением металлического хрома в разбавленных
кислотах в атмосфере водорода или восстановлением цинком
в кислой среде солей трехвалентного хрома.
Безводные соли хрома (II) белого цвета, а водные растворы и
кристаллогидраты — синего цвета.
Соединения хрома (II) – сильные восстановители. Легко окисляются. Именно поэтому очень трудно получать и хранить соединения двухвалентного хрома.
Реагируют с концентрированными серной и азотной кислотами:

CrCl2 + O2 + HCl → CrCl3 + H2O
CrCl2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + SO2↑ + HCl↑ + H2O
CrCl2 + HNO3 → Cr(NO3)3 + NO2↑ + HCl↑ + H2O

→ Cr+3 4
O20 + 4e → 2O–2 1

4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O

обладает амфотерными свойствами

Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O

Сr2O3 + Ba(OH)2 = Ba(CrO2)2 + H2O

+ KMnO4 → K2CrO4 + MnO2 + H2O

Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные
Расставьте коэффициенты.

Cr2O3 + KOH + Сa(ClO)2 → K2CrO4 + CaCl2 + H2O

Cr2O3 + O2 + Na2CO3 → Na2CrO4 + CO2

Cr2O3 + KClO3 + Na2CO3 → Na2CrO4 + KCl + CO2

Cr2O3 + NaNO3 + Na2CO3 → Na2CrO4 + NaNO2 + CO2

(III) аммиак окисляется кислородом воздуха до монооксида азота, который в избытке кислорода окисляется до бурого диоксида азота.

растворы
солей хрома (III).

CrCl3 + 3(NH3·H2O) = Cr(OH)3 + 3NH4Cl

к
одной из них добавьте раствор соляной кислоты, а к другой –
щелочь. Что происходит?
Какими свойствами обладает гидроксид хрома (III)?

Cr(OH)3

CrCl3

Na3[Cr(OH)6]

NaOH

HCl

к
одной из них добавьте серной кислоты, а к другой – щелочь.
Что происходит?

+ [Cr(OH)6]3–

Cr(OH)3 + 3OH– = [Cr(OH)6]3–

2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O

t°

Гидроксид хрома (III) растворяется в щелочах

При нагревании гидроксид хрома (III) разлагается:

гексагидроксохромат (III) натрия
(изумрудно-зеленый)

+ Br2 + KOH → K2CrO4 + KBr + H2O

CrCl3 + H2O2 + KOH → K2CrO4 + KCl + H2O

KCrO2 + PbO2 + KOH → K2CrO4 + K2PbO2 + H2O

Cr2(SO4)3 + Cl2 + NaOH → Na2CrO4 + NaCl + H2O + Na2SO4

CrCl3 + Zn → CrCl2 + ZnCl2

водный раствор
дихромата натрия:

Na2Cr2O7 + 2H2SO4 = 2CrO3 + 2NaHSO4 + H2O

Оксид хрома (VI) очень ядовит.

4CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2↑.

При нагревании выше 250 °C разлагается:

Оксид хрома (VI) CrO3 — хромовый ангидрид,
представляет собой темно-красные
игольчатые кристаллы.

+ Н2O = Н2CrO4

При большой концентрации CrO3 образуется дихромовая
кислота Н2Cr2О7

2CrO3 + Н2O = Н2Cr2O7

которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:

Н2Cr2О7 + Н2О = 2Н2CrO4

При растворении в воде образует кислоты.

Эти кислоты – неустойчивые. Существуют только в растворе.
Между ними в растворе устанавливается равновесие

2Н2CrO4 ↔ Н2Cr2O7 + Н2O

При взаимодействии CrO3 со щелочами образуются хроматы

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O.

другие органические вещества самовоспламеняются или даже взрываются при контакте с ним.

Окисляет йод, серу, фосфор, уголь.

4CrO3 + 3S = 2Cr2O3 + 3SO2↑.

CrO3 + C2H5OH → CO2 + Cr2O3 + H2O

C2H5OH + 3H2O – 12e → 2CO2 + 12H+ 1
2CrO3 + 6H+ + 6e → Cr2O3 + 3H2O 2

4CrO3 + C2H5OH → 2CO2 + 2Cr2O3 + 3H2O

C2H5OH + 3H2O + 4CrO3 + 12H+ = 2CO2 + 12H+ + 2Cr2O3 + 6H2O

состоянии при охлаждении насыщенных водных растворов CrO3; хромовая кислота — электролит средней силы. Изополихромовые кислоты существуют в водных растворах, окрашенных в красный цвет

переходят в оранжевые
дихроматы, соли двухромовой кислоты. Реакция обратима, поэтому при добавлении щелочи желтая окраска хромата восстанавливается.

2CrO42– + 2H+ ↔ Cr2O72– + H2O

хроматы

дихроматы

соли

ОН–

Н+

окраска? Чем это вызвано?
К полученному раствору добавьте
серной кислоты до восстановления
желтой окраски.

Напишите уравнения реакций.

+ 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

2K2CrO4 + 2HCl(разб.) = K2Cr2O7 + 2KCl + H2O

2K2CrO4 + H2O + CO2 = K2Cr2O7 + KHCO3

– хромовая Н2CrO4 и дихромовая Н2Cr2O7, Хромат калия K2CrO4 и дихромат калия K2Cr2O7 – соли этих кислот. Хроматы – желтого цвета, дихроматы – оранжевого. В кислой среде хромат-ион превращается в дихромат-ион. В присутствии щелочи дихроматы снова становятся хроматами. Хромат калия превращаем в дихромат, добавляя кислоту. Желтый раствор становится оранжевым.
2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
В стакан с дихроматом калия добавляем щелочь, оранжевый раствор становится желтым – дихроматы превращаются в хроматы.
K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

+ 6e → 2Cr3+ + 7H2O

Cr2O72– + 7Н2О + 6e → 2[Cr(OH)6]3– + 2ОН–

Под действием восстановителей дихроматы в кислой среде переходят в соли хрома (III). Примером такой реакции может служить окисление сульфита натрия раствором дихромата калия в кислой среде. К раствору дихромата калия добавляем серную кислоту и раствор сульфита натрия.
K2Cr2O7 +3Na2SO3+4H2SO4 =Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4+ K2SO4 + 4H2O
Оранжевая окраска, характерная для дихроматов, переходит в зеленую. Образовался раствор сульфата хрома (III) зеленого цвета. Соли хрома - ярко окрашены, именно поэтому элемент получил такое название: "хром", что в переводе с греческого означает "цвет, краска".

+H2O

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O

K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 → O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O

K2Cr2O7 + H2O + H2S → S + Cr(OH)3 + KOH

K2Cr2O7 + H2O + K2S → S + K3[Cr(OH)6] + KOH

Дихроматы проявляют окислительные свойства не только в
растворах, но и в твердом виде:

K2Cr2O7 + S → K2SO4 + Cr2O3

K2Cr2O7 + С → K2СO3 + СО + Cr2O3

K2Cr2O7 + Al → Cr + KAlO2 + Al2O3

Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные
Расставьте коэффициенты.

K2Cr2O7 + KOH + (NH4)2S → S + K3[Cr(OH)6] + NH3

4H2SO4 CH3– CHO + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

3С3H7OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 3CH3– C–CH3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
║
O

температуре превращаются в хроматы.
Дихромат аммония разлагается при нагревании:

(NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O

180°C

— Н2CrО4
закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Такое изменение свойств обусловлено увеличением степени окисления и уменьшением ионных радиусов хрома. В этом же ряду последовательно усиливаются окислительные свойства.
Соединения Cr (II) — сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (III).
Соединения хрома(VI) — сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III).
Соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).