Хром – элемент 4‑го периода и VIБ‑группы Периодической системы, порядковый номер 24. Электронная формула атома [18Ar]3d54s1, характерные степени окисления +VI, + III и 0.

Шкала степеней окисления хрома:

По электроотрицательности (1,56) хром занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, К, Са) и типичными неметаллами (F, О, N. CI, S). Соединения CrIII проявляют амфотерные свойства, металлические (основные) свойства преобладают у CrII, неметаллические (кислотные) – у CrVI; в соединениях хром чаще находится в составе катионов и реже – в составе анионов. Хром образует многочисленные соли и бинарные соединения.

В природе – девятнадцатый

по химической распространенности элемент (десятый среди металлов), находится только в виде соединений (минералы, полиметаллические руды). Растворимые соли хрома ядовиты.

Хром Cr.

Серый (с голубоватым оттенком) металл, очень твердый, ковкий (технический продукт – хрупкий). Блестящий, хотя покрыт очень тонкой оксидной пленкой, сохраняет блеск даже во влажном воздухе. Не реагирует с водой, щелочами и гидратом аммиака, пассивируется в концентрированной и разбавленной азотной кислоте и в «царской водке».

В ряду напряжений стоит левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H2SO4 вытесняет водород:

Cr + 2H+ = Cr2+ + Н2↓

Далее катион Cr2+ можно перевести кислотами‑окислителями в катион Cr3+:

Хром реагирует в расплаве с сильными окислителями:

2Cr + КClO3 = Cr2O3 + КCl (500–700 °C)

2Cr + 3KNO3 = Cr2O3 + 3KNO2 (400–550 °C)

Получение хрома в промышленности – алюминотермия:

Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3 (800 °C)

и электролиз раствора:

Промышленно важен сплав хрома с железом – феррохром (6O–85 % хрома), его производят восстановлением оксидов, например минерала хромит:

Применяется хром для создания защитных покрытий на других металлах (хромирование), как компонент механически прочных и коррозионно‑стойких сталей.

Гидроксид хрома (III) Cr(ОН)3.

Амфотерный гидроксид. Серо‑зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид CrО(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. Применяется для синтеза соединений хрома (III).

Уравнения важнейших реакций:

Получение: осаждение гидратом аммиака из растора солей хрома(III):

Cr3+ + 3(NH3 Н2O) = Cr(OH)3

↓ + 3NH4+

Хромат калия К2CrO4.

Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая

окраска раствора отвечает иону CrO42‑), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К2Cr2O7. Окислитель (более слабый, чем К2Cr2O7). Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион CrO42‑ – 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:

2К2CrO4 + H2SO4 (30 %) = К2Cr2O7 + K2SO4 + Н2O

2К2CrO4(т) + 16HCl (конц., гор.) = 2CrCl3 + ЗCl3↑ + 8H2O + 4КCl

2К2CrO4 + 2H2O + 3H2S = 2Cr(OH)3↓ + 3S↓ + 4KOH

2К2CrO4 + 8H2O + 3K2S = 2K3[Cr(OH)6] + 3S↓ + 4KOH

2К2CrO4 + 2AgNO3 = 2KNO3 + Ag2CrO4 (красн.)↓

Качественная реакция:

К2CrO4 + ВаCl2 = 2КCl + ВаCrO4↓

2BaCrO4(т) + 2HCl (разб.) = ВаCr2O7(р) + ВаCl2 + Н2O

Получение: спекание хромита с поташом на воздухе:

4(Cr2FeII)O4 + 8К2СO3 + 7O2 = 8К2CrO4 + 2Fe2O3 + 8СO2 (1000 °C)

Дихромат калия К2Cr2O7.

Оксосоль. Техническое название хромпик. Оранжево‑красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (оранжевая

окраска раствора отвечает иону Cr2O72‑). В щелочной среде образует К2CrO4. Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.