Химия - Хром - Физические и химические свойства

01 марта 2011


Оглавление:
1. Хром
2. История
3. Геохимия и минералогия
4. Получение
5. Физические и химические свойства
6. Применение
7. Интересные факты

В свободном виде — голубовато-белый металл с кубической объемно-центрированной решеткой, а = 0,28845 нм. При температуре 39 °C переходит из парамагнитного состояния в антиферромагнитное.

Хром является одним из самых твердых металлов, уступая лишь Вольфраму. Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке.

Устойчив на воздухе. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома Cr₂O₃, обладающего амфотерными свойствами. Сплавляя Cr₂O₃ со щелочами получают хромиты:

Cr₂O₃ + 2NaOH → 2NaCrO₂ + H₂O.

Непрокаленный оксид хрома легко растворяется в щелочных растворах и в кислотах:

Cr₂O₃ + 6HCl → 2CrCl₃ + 3Н₂О.

При термическом разложении карбонила хрома Cr₆ получают красный основной оксид хрома CrO. Коричневый или желтый гидроксид Cr₂ со слабоосновными свойствами осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома.

При осторожном разложении оксида хрома CrO₃ в гидротермальных условиях получают оксид хрома CrO₂, который является ферромагнетиком и обладает металлической проводимостью.

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов образуются красные или фиолетово-красные кристаллы оксида хрома CrO₃. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H₂CrO₄, дихромовую H₂Cr₂O₇ и другие изополикислоты с общей формулой H₂Cr_nO_3n+1. Увеличение степени полимеризации происходит с уменьшением рН, то есть увеличением кислотности:

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ → K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + Н₂О.

Но если к оранжевому раствору K₂Cr₂O₇ прилить раствор щёлочи, как окраска вновь переходит в жёлтую так как снова образуется хромат калия K₂CrO₄:

K₂Cr₂O₇ + 2KOH → 2K₂CrO₄ + Н₂О.

При этом до высокой степени полимеризации, как это происходит у вольфрама и молибдена, не доходит, так как полихромовая кислота распадается на оксид хрома и воду:

H2Cr_nO_3n+1 → H₂О + nCrO₃

Известны галогениды, соответствующие разным степеням окисления хрома. Синтезированы дигалогениды хрома CrF₂, CrCl₂, CrBr₂ и CrI₂ и тригалогениды CrF₃, CrCl₃, CrBr₃ и CrI₃. Однако, в отличие от аналогичных соединений алюминия и железа, трихлорид CrCl₃ и трибромид CrBr₃ хрома нелетучи.

Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF₄, тетрахлорид хрома CrCl₄ существует только в парах. Известны пентафторид хрома CrF₅ и малоустойчивый гексафторид хрома CrF₆.

Получены и охарактеризованы оксигалогениды хрома CrO₂F₂ и CrO₂Cl₂.

Синтезированы соединения хрома с бором, с углеродом, c кремнием и азотом.

В растворах наиболее устойчивы соединения хрома. В этой степени окисления хрому соответствуют как катионная форма, так и анионные формы, например, существующий в щелочной среде анион.

При окислении соединений хрома в щелочной среде образуются соединения хрома:

2Na₃ + 3H₂O₂ → 2Na₂CrO₄ + 2NaOH + 8H₂O.

При добавлении к жёлтому раствору, содержащему хромат-ионы, раствора соли бария выпадает жёлтый осадок хромата бария BaCrO₄:

Ba + CrO₄ → BaCrO₄↓.

Соединения хрома — сильные окислители, например:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl₂↑ + 7H₂O.

Добавление к дихроматам перекиси водорода, серной кислоты и органического растворителя приводит к образованию синего пероксида хрома CrO₅L; данная реакция используется как аналитическая.

Просмотров: 15338

<<< Хлор

Хронология открытия химических элементов >>>