Хром. Химия хрома и его соединений | CHEMEGE.RU

Хром. Химия хрома и его соединений | CHEMEGE.RU Кислород
Содержание
  1. Взаимодействие с O2
  2. Взаимодействие с другими неметаллами
  3. Взаимодействие с разбавленными растворами HCl и H2SO4
  4. Действие концентрированных HNO3, H2SO4 и «царской водки» на хром.
  5. Вытеснение малоактивных Me из водных р-ров солей.
  6. Взаимодействие с солями, разлагающимися с образованием кислорода.
  7. Cro3 — оксид хрома (vii) триоксид хрома, хромовый ангидрид.
  8. Валентность хрома.
  9. Валентность хрома:
  10. Гидролиз солей хрома (iii)
  11. Качественные реакции
  12. Напиши формулы соединения с кислородом следующих элементова)кремний (валентность 4)б) фосфор (валентность 3 и 5)в)хром (валентность 2, 3 и 6)г)осмия (валентность 4 и 8)объясните свой ответ, пожалуйста? — химия
  13. Нахождение в природе
  14. Некоторые важнейшие соединения хрома
  15. Общие сведения о валентности хрома
  16. Положение в периодической системе химических элементов
  17. Примеры овр с участием дихроматов в качестве окислителей
  18. Реакции с хромом и его соединениями
  19. Сr(он)3 — гидроксид хрома (iii).
  20. Соединения cr (ii)
  21. Соединения сr(iii)
  22. Соли cr3 .
  23. Соли сr2
  24. Соли хрома (iii)
  25. Соли хрома (vi)
  26. Способы получения
  27. Способы получения:
  28. Таблица валентности химических элементов (1 часть):
  29. Таблица валентности химических элементов (2 часть):
  30. Таблица валентности химических элементов (3 часть):
  31. Таблица валентности химических элементов.
  32. Таблица характерных значений валентностей некоторых атомов химических соединений.
  33. Таблица элементов с постоянной валентностью.
  34. Физические свойства
  35. Химические свойства
  36. Хромиты
  37. Электронное строение атома хрома

Взаимодействие с O2

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

4Сr 3O2 = 2Сr2O3

При осторожном окислении амальгамированного хрома образуется низший оксид CrO.

Взаимодействие с другими неметаллами

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

2Cr 3Cl2 = 2CrCl3

Cr S = CrS

CrCl3 и CrS — ионные соединения.

2Cr N2 = 2CrN

Cr C → CrxCy

CrN и rxCy — ковалентные тугоплавкие инертные вещества, по твердости сравнимы с алмазом.

Взаимодействие с разбавленными растворами HCl и H2SO4

Сr 2HCl = СrСl2 Н2↑

Сr H2SO4 = CrSO4 Н2↑

Действие концентрированных HNO3, H2SO4 и «царской водки» на хром.

Эти кислоты не растворяют хром при обычной температуре, они переводят его в «пассивное» состояние.

Пассивацию можно частично снять сильным нагреванием, после чего хром начинает очень медленно растворяться в кипящих конц. HNO3, H2SO4, «царской водке».

Сr 6HNO3 = Cr(NO3)3 3NO2↑ 3H2O

2Сr 6H2SO4 = Cr2(SO4)3 3SO2↑ 6H2O

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

Вытеснение малоактивных Me из водных р-ров солей.

Сr CuSO4 = CrSO4 Сu

Сr Pb(NO3)2 = Cr(NO3)2 Pb

Взаимодействие с солями, разлагающимися с образованием кислорода.

2Сr KIO3 = Сr2O3 KCl

2Сr 3NaNO3 = Сr2O3 3NaNO2

Cro3 — оксид хрома (vii) триоксид хрома, хромовый ангидрид.

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

К2Сr2O7(кр.) H2SO4 = 2CrO3 K2SO4 Н2O

Валентность хрома.

О валентности

Валентность хрома

Молярная масса хрома

Плотность хрома

Степень окисления хрома

Температура плавления хрома

Температура кипения хрома

Теплопроводность хрома

Удельная теплоемкость хрома

Удельная теплота сгорания хрома

Электрическое сопротивление хрома

Электропроводность хрома

Все свойства атома хрома

Валентность хрома:

Валентность хрома равна II, III, VI. Хром проявляет переменную валентность.

Валентность хрома в соединениях
II CrO, Cr(OH)2, CrCl2
III Cr2O3, Cr(OH)3, KCrO2, CrCl3
VI CrO3, CrCl6, CrO2Cl6, K2Cr2O7

карта сайта

Все свойства атома хрома

Гидролиз солей хрома (iii)

Растворимые соли хрома (III) и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: Cr3 H2O = CrOH2 H

II ступень: CrOH2   H2O = Cr(OH)2   H

III ступень: Cr(OH)2   H2O = Cr(OH)3  H

Однако  сульфиды, сульфиты, карбонаты хрома (III) и их кислыесоли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой в момент образования.

Например, при сливании растворов солей хрома (III) и сульфита, гидросульфита, карбоната или сульфида натрия протекает взаимный гидролиз:

Cr2(SO4)3    6NaHSO3   →   2Cr(OH)3    6SO2    3Na2SO4

2CrBr3    3Na2CO3  3H2O   →   2Cr(OH)3↓    CO2↑   6NaBr

2Cr(NO3)3    3Na2CO3    3H2O  →   2Cr(OH)3↓    6NaNO3    3CO2↑

2CrCl3    3Na2CO3    3H2O  →  2Cr(OH)3↓    6NaCl    3CO2↑

Cr2(SO4)3    3K2CO3    3H2O  →   2Cr(OH)3↓    3CO2↑    3K2SO4

2CrCl3    3Na2S    6H2O →  2Cr(OH)3    3H2S↑    6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать всоответствующей статье.

Качественные реакции

Качественная реакция на ионы хрома 2 – взаимодействие избытка солей хрома (II) с щелочами. При этом образуется коричневый аморфный осадокгидроксида хрома (II).

Например, хлорид хрома (II) взаимодействует с гидроксидом натрия:

CrCl2      2NaOH   →   Cr(OH)2   2NaCl

Качественная реакция на ионы хрома 3 – взаимодействие избытка солей хрома (III) с щелочами. При этом образуется серо-зеленый аморфный осадокгидроксида хрома (III).

Например, хлорид хрома (III) взаимодействует с гидроксидом калия:

CrCl3      3KOH   →   Cr(OH)3   3KCl

При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид хрома (III) растворяется с образованием комплексной соли:

Cr(OH)3      3KOH   →  K3[Cr(OH)6]

Обратите внимание,  если мы поместим соль хрома (III) в избыток раствора щелочи, то осадок гидроксида хрома (III) не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения хрома (III) сразу переходят в комплекс:

CrCl3      6KOH   →   K3[Cr(OH)6]   3KCl

Соли хрома можно обнаружить с помощью водного раствора аммиака. При взаимодействии растворимых солей хрома (II) с водным раствором аммиака также образуется коричневый осадок гидроксида хрома (II).

CrCl2 2NH3  2H2O   →   Cr(OH)2↓ 2NH4Cl

Cr2 2NH3     2H2O    →   Cr(OH)2↓ 2NH4

При взаимодействии растворимых солей хрома (III) с водным раствором аммиака также образуется серо-зеленый осадок гидроксида хрома (III).

CrCl3 3NH3     3H2O     →    Cr(OH)3↓ 3NH4Cl

Cr3 3NH3     3H2O    →    Cr(OH)3 ↓ 3NH4

Напиши формулы соединения с кислородом следующих элементова)кремний (валентность 4)б) фосфор (валентность 3 и 5)в)хром (валентность 2, 3 и 6)г)осмия (валентность 4 и 8)объясните свой ответ, пожалуйста? — химия

Вы зашли на страницу вопроса Напиши формулы соединения с кислородом следующих элементовА)кремний (валентность 4)б) фосфор (валентность 3 и 5)в)хром (валентность 2, 3 и 6)г)осмия (валентность 4 и 8)ОБЪЯСНИТЕ СВОЙ ОТВЕТ, ПОЖАЛУЙСТА?, который относится к
категории Химия. По уровню сложности вопрос соответствует учебной
программе для учащихся 5 — 9 классов. В этой же категории вы найдете ответ
и на другие, похожие вопросы по теме, найти который можно с помощью
автоматической системы «умный поиск». Интересную информацию можно найти в
комментариях-ответах пользователей, с которыми есть обратная связь для
обсуждения темы. Если предложенные варианты ответов не удовлетворяют,
создайте свой вариант запроса в верхней строке.

Нахождение в природе

Хром – довольно распространенный металл в земной коре (0,012 масс.%). Основной минерал, содержащий хром – хромистый железняк FeO·Cr2O3 (или Fe(CrO2)2).

Некоторые важнейшие соединения хрома

Cr 2

Cr 3

Cr 6

Оксиды

CrOосновный

Cr2O3амфотерный

CrO3кислотный

Гидроксиды

Cr(OH)2слабое основание

Cr(OH)3 ↔ HCrO2 H2Oамфотерный гидроксид

2H2CrO4 ↔ H2Cr2O7 H2O сильные кислоты

Соли

CrCl2,
CrSO4,
Cr(NO3)2,
CrS

Тип ICrCl3,
Cr(SO4)3,
Cr(NO3)3

Тип IIKCrO2,
Ca(CrO2)2,
Fe(CrO2)2хромиты

хроматыK2CrO4,
Na2(CrO4)2,
BaCrO4,PbCrO4

дихроматыK2Cr2O7,
Na2Cr2O7,
(NH4)2Cr2O7

Окислительно-восстановительная функция

Сильные восстановители

Окислители и восстановители

Сильные окислители

Общие сведения о валентности хрома

Хром в виде простого вещества – серовато-белый блестящий металл. Имеет структуру объемно-центрированной кубической решетки.Плотность – 7,2 г/см3. Температуры плавления и кипения равны 1890oС и 2680oС, соответственно.

Положение в периодической системе химических элементов

Хром расположен в 6 группе  (или в  побочной подгруппе VI группы в короткопериодной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Примеры овр с участием дихроматов в качестве окислителей

K2Cr2O7 14HCl = 2CrCl3 3Cl2↑ 2KCl 7Н2О

K2Cr2O7 3H2S 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 3S↓ K2SO4

K2Cr2O7 3SO2 H2SO4 = Cr2(SO4)3 K2SO4 H2O

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

K2Cr2O7 6HI 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 3I2↓ K2SO4 7H2O

K2Cr2O7 6FeSO4 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 Cr2(SO4)3 K2SO4 7H2O

K2Cr2O7 H2O2 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 K2SO4 3O2↑ 7H2O

2K2Cr2O7 3CH3OH 8H2SO4 = Cr2(SO4)3 3HCOOH 2K2SO4 11H2O

8K2Cr2O7 3C12H22O11 32H2SO4 = 8Cr2(SO4)3 12CO2↑ 8K2SO4 43H2O

Сплавление:

Na2Cr2O7 2C = Cr2O3 Na2CO3 CO↑

Очень сильным окислителем является «хромовая смесь» — насыщенный раствор K2Cr2O7 или Na2Cr2O7 в концентрированной H2SO4.

Реакции с хромом и его соединениями

Почти все соединения хрома и их растворы интенсивно окрашены. Имея бесцветный раствор или белый осадок, мы можем с большой долей вероятности сделать вывод об отсутствии хрома.

  1. Сильно нагреем в пламени горелки на фарфоровой чашке такое количество бихромата калия, которое поместится на кончике ножа. Соль не выделит кристаллизационной воды, а расплавится при температуре около 4000С с образование темной жидкости. Погреем ее еще несколько минут на сильном пламени. После охлаждения на черепке образуется зеленый осадок. Часть его растворим в воде ( она приобретает желтый цвет), а другую часть оставим на черепке. Соль при нагревании разложилась, в результате образовался растворимый желтый хромат калия K2CrO4 и зеленый Cr2O3.
  2. Растворим 3г порошкообразного бихромата калия в 50мл воды. К одной части добавим немного карбоната калия. Он растворится с выделением CO2, а окраска раствора станет светло – желтой. Из бихромата калия образуется хромат. Если теперь по порциям добавить 50% раствор серной кислоты, то снова появится красно – желтая окраска бихромата.
  3. Нальем в пробирку 5мл. раствора бихромата калия, прокипятим с 3мл концентрированной соляной кислоты под тягой. Из раствора выделяется желто-зеленый ядовитый газообразный хлор, потому, что хромат окислит HCl до Cl2 и H2O. Сам хромат превратится в зеленый хлорид трехвалентного хрома. Его можно выделить выпариванием раствора, а потом, сплавив с содой и селитрой, перевести в хромат.
  4. При добавлении раствора нитрата  свинца выпадает желтый хромат свинца; при взаимодействии с раствором нитрата серебра образуется красно – коричневый осадок хромата серебра.
  5. Добавим пероксид водорода к раствору бихромата калия и подкислим раствор серной кислотой. Раствор приобретает глубокий синий цвет благодаря образованию пероксида хрома. Пероксид при взбалтывании с некоторым количеством эфира перейдет в органический растворитель и окрасит его в голубой цвет. Данная реакция специфична для хрома и очень чувствительна. С ее помощью можно обнаружить хром в металлах и сплавах. Прежде всего необходимо растворить металл. При длительном кипячении с 30% — ной серной кислотой (можно добавить и соляную кислоту) хром и многие стали частично растворяются. Полученный раствор содержит сульфат хрома (III). Чтобы можно было провести реакцию обнаружения, сначала нейтрализуем его едким натром. В осадок выпадает серо-зеленый гидроксид хрома (III), который растворится в избытке NaOH и образует зеленый хромит натрия. Профильтруем раствор и добавим 30% -ый пероксид водорода. При нагревании раствор окрасится в желтый цвет, так как хромит окислится до хромата. Подкисление приведет к появлению голубой окраски раствора. Окрашенное соединение можно экстрагировать, встряхивая с эфиром.

Аналитические реакции на ионы хрома.

  1. К 3-4 каплям раствора хлорида хрома CrCl3 прибавьте 2М раствор NaOH до растворения первоначально выпавшего осадка. Обратите внимание на цвет образовавшегося хромита натрия. Нагрейте полученный раствор на водяно бане. Что при этом происходит?
  2. К 2-3 каплям р-ра CrCl3 прибавьте равный объем 8М раствора NaOH и 3-4 капли 3% р-ра H2O2. Нагрейте реакционную смесь на водяной бане. Что при этом происходит? Какой осадок образуется, если полученный окрашеный раствор нейтрализовать,  добавить к нему CH3COOH, а затем Pb(NO3)2?
  3. Налейте в пробирку по 4-5 капель растворов сульфата хрома Cr2(SO4)3, IMH2SO4 и KMnO4. Нагрейте реакционную смест в течение нескольких минут на водяной бане. Обратите внимание на изменение окраски раствора. Чем оно вызвано?
  4. К 3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K2Cr2O7 прибавьте 2-3 капли раствора H2O2 и перемешайте. Появляющиеся синее окрашивание раствора обусловлено возникновением надхромовой кислоты H2CrO6:

Cr2O72- 4H2O2 2H = 2H2CrO6 3H2O

Обратите внимание на на быстрое разложение H2CrO6:

2H2CrO6 8H = 2Cr3 3O2 6H2Oсиний цвет          зеленый цвет

Надхромовая кислота значительно более устойчива в органических растворителях.

  1. К 3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K2Cr2O7 прибавьте 5 капель изоамилового спирта, 2-3 капли раствора H2O2  и взболтайте реакционную смесь. Всплывающий на верх слой органического растворителя окрашен в ярко-синий цвет. Окраска исчезает очень медленно. Сравните устойчивость H2CrO6 в органической и водных фазах.
  2. При взаимодействии CrO42- и ионами Ba2 выпадает желтый осадок хромата бария BaCrO4.
  3.  Нитрат серебра образует с ионами CrO42- осадок хромата серебра кирпично-красного цвета.
  4. Возьмите три пробирки. В одну из них поместите  5- 6 капель раствора K2Cr2O7, во вторую – такой же объем раствора K2CrO4, а в третью – по три капли обоих растворов. Затем добавте в каждую пробирку по три капли раствора иодида калия. Объясните полученный результат. Подкислите раствор во второй пробирке. Что при этом происходит? Почему?

Занимательные опыты с соединениями хрома 

  1. Смесь CuSO4 и K2Cr2O7 при добавлении щелочи становится зеленой, а в присутствии кислоты становится желтой. Нагревая 2мг глицерина с небольшим количеством (NH4)2Cr2O7 с последующим добавлением спирта, после фильтрования получается ярко-зеленый раствор, который при добавлении кислоты становится желтым, а в нейтральной или щелочной среде становится зеленым.
  2. Поместить в центр консервной банки с термитом «рубиновую смесь» — тщательно растертый и помещенный в алюминиевую фольгу Al2O3 (4,75г) с добавкой Cr2O3(0,25г). Чтобы банка подольше не остывала, необходимо закопать под верхний обрез в песок, а после поджигания термита и начала реакции, накрыть ее железным листом и засыпать песком. Банку выкопать через сутки. В итоге образуется красно – рубиновый порошок.
  3. 10г бихромата калия растирают с 5г нитрата натрия  или калия и 10г сахара. Смесь увлажняют и смешивают с коллодием. Если порошок спрессовать в стеклянной трубке, а затем вытолкнуть палочку и поджечь ее с торца, то начнет выползать «змея», сначала черная, а после охлаждения  — зеленая. Палочка диаметром 4 мм горит со скоростью около 2мм в секунду и удлиняется  в 10 раз.
  4. Если смешать растворы сульфата меди и дихромата калия и добавить немного раствора аммиака, то выпадет аморфный коричневый осадок состава 4СuCrO4 * 3NH3 * 5H2O, который растворяется в соляной кислоте с образованием желтого раствора, а в избытке аммиака получается зеленый раствор. Если далее к этому раствору добавить спирт, то выпадет зеленый осадок, который после фильтрации становится синим, а после высушивания – сине-фиолетовым с красными блестками, хорошо видимыми при сильном освещении.
  5. Оставшийся после опытов «вулкан» или «фараоновы змеи» оксид хрома можно регенерировать. Для этого надо сплавить 8г Cr2O3 и 2г Na2CO3 и 2,5г KNO3 и обработать остывший сплав кипятком. Получается растворимый хромат, который можно превратить и в другие соединения Cr(II) и Cr(VI), в том числе и исходный дихромат аммония.

Примеры окислительно – восстановительных переходов с участием хрома и его соединений

1. Cr2O72- — Cr2O3 — CrO2- — CrO42- — Cr2O72-

a) (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 N2 4H2Oundefined2O3 2NaOH = 2NaCrO2 H2O
в) 2NaCrO2 3Br2 8NaOH = 6NaBr 2Na2CrO4 4H2O
г) 2Na2CrO4 2HCl = Na2Cr2O7 2NaCl H2O

2. Cr(OH)2 — Cr(OH)3 — CrCl3 — Cr2O72- — CrO42-

а) 2Cr(OH)2 1/2O2 H2O = 2Cr(OH)3б) Cr(OH)3 3HCl = CrCl3 3H2Oв) 2CrCl3 2KMnO4 3H2O = K2Cr2O7 2Mn(OH)2 6HClг) K2Cr2O7 2KOH = 2K2CrO4 H2O

3. CrO — Cr(OH)2 — Cr(OH)3 — Cr(NO3)3 — Cr2O3 — CrO-2          Cr2

а) CrO 2HCl = CrCl2 H2Oб) CrO H2O = Cr(OH)2в) Cr(OH)2 1/2O2 H2O = 2Cr(OH)3г) Cr(OH)3 3HNO3 = Cr(NO3)3 3H2Oд)

Элемент хром в роли художника

Химики довольно часто обращались к проблеме создания искусственных пигментов для живописи. В XVIII-XIXвв была разработана технология получения многих живописных материалов. Луи Никола Воклен в 1797г., обнаруживший в сибирской красной руде ранее неизвестный элемент хром, приготовил новую, замечательно устойчивую краску – хромовую зелень.

Хромофором ее является  водный оксид хрома (III). Под названием « изумрудная зеленая» ее начали выпускать в 1837 году. Позже Л.Вокелен предложил несколько новых красок: баритовую, цинковую и хромовые желтые. Со временем они были вытеснены более стойкими желтыми, оранжевыми пигментами на основе кадмия.

Зеленая хромовая – самая прочная и светостойкая краска, не поддающаяся воздействию атмосферных газов. Растертая на масле хромовая зелень обладает большой кроющей силой и способна к быстрому высыханию, поэтому с XIX в. ее широко применяют в живописи. Огромное значение она имеет в росписи фарфора.

Дело в том, что фарфоровые изделия могут декорироваться как подглазурной, так и надглазурной росписью. В первом случае краски наносят на поверхность лишь слегка обожженного изделия, которое затем покрывают слоем глазури. Далее следует основной, высокотемпературный обжиг: для спекания фарфоровой массы и оплавления глазури изделия нагревают до 1350 – 14500С.

Столь высокую температуру без химических изменений выдерживают очень немногие краски, а в старину таких вообще было только две – кобальтовая и хромовая. Черный оксид кобальта, нанесенный на поверхность фарфорового изделия, при обжиге сплавляется с глазурью, химически взаимодействуя с ней.

В результате образуются ярко-синие силикаты кобальта. Такую декарированную кобальтом синюю фарфоровую посуду все хорошо знают. Оксид хрома (III) не взаимодействует химически с компонентами глазури и просто залегает между фарфоровыми черепками и прозрачной глазурью «глухим» слоем.

Помимо хромовой зелени художники применяют краски, полученные из волконскоита. Этот минерал из группы монтмориллонитов (глинистый минерал подкласса сложных силикатов Na(Mo,Al), Si4O10(OH)2 был обнаружен в 1830г. русским минералогом Кеммерером и назван в честь М.

Н Волконской – дочери героя битвы при Бородино генерала Н.Н. Раевского, жены декабриста С.Г.Волконского. Волконскоит представляет собой глину, содержащую до 24% оксида хрома, а так же оксиды аллюминея и железа (III). Непостоянство состава минерала, встечающегося на Урале, в Пермской и Кировской областях, обусловливает его разнообразную окраску – от цвета зимней потемневшей пихты до ярко-зеленого цвета болотной лягушки.

Пабло Пикассо обращался к геологам нашей страны  с просьбой изучить запасы волконскоита, дающего краску неповторимо свежего тона. В настоящее время разработан способ получения искусственного волконскоита. Интересно отметить, что по данным современных исследований, русские иконописцы использовали краски из этого материала еще в средние века, задолго до его «официального» открытия.

Известной популярностью пользовалась у художников и зелень Гинье (создана в 1837г.), хромоформ которой является гидрат окиси хрома Cr2O3 * (2-3) H2O, где часть воды химически связана, а часть адсорбирована. Этот пигмент придает краске изумрудный оттенок.

Сr(он)3 — гидроксид хрома (iii).

Образуется в виде синевато-серого осадка при действии щелочей на соли Сr3 :

СrСl3 3NaOH = Сr(ОН)3 3NaCl

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).

Соединения cr (ii)

СrO — оксид хрома (II). Твердое черное вещество, н. р. в Н2O.

Соединения сr(iii)

Сr2О3 — оксид хрома (III), важнейшее природное соединение хрома. Сr2О3, полученный химическими методами, представляет собой темно-зеленый порошок.

Соли cr3 .

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 Сr3 в составе аниона. Безводные хромиты получают сплавлением Сr2O3 с оксидами двухвалентных металлов:

Сr2O3 МеО = Ме(СrO2)2 метахромиты

В водных растворах хромиты существуют в виде гидроксокомплексов.

Соли сr2

Наиболее важные: CrCl2, CrSO4, (СН3СОО)2Сr. Гидратированный ион Сr2 имеет бледно-голубую окраску.

Соли хрома (iii)

Хром с валентностью III образует два типа солей:

  • Соли, в которых хром (III) является катионом.Например, хлорид хрома (III) CrCl3.
  • Соли, в которых хром (III) входит в состав кислотного остатка – хромиты и гидроксокомплексы хрома (III). Например, хромит калия, KCrO2. или гексагидроксохромат (III) калия K3[Cr(OH)6].

1.Соли хрома (III) проявляют слабыевосстановительные свойства. окисляются под действием сильных окислителей в щелочной среде.

Например, бром в присутствии гидроксида калия окисляет хлорид хрома (III):

2CrCl3    3Br2      16KOH   →  2K2CrO4     6KBr     6KCl    8H2O

или сульфат хрома (III):

Cr2(SO4)3    3Br2     16NaOH  →  2Na2CrO4    6NaBr    3Na2SO4      8H2O

Пероксид водорода в присутствии щелочи также окисляет соли хрома (III):

2CrCl3    3H2O2      10NaOH   →  2Na2CrO4     6NaCl      8H2O

Cr2(SO4)3    3H2O2    10NaOH   →  2Na2CrO4    3Na2SO4    8H2O

Даже перманганат калия в щелочной среде окисляет соли хрома (III):

Cr2(SO4)3    6KMnO4      16KOH    →  2K2CrO4     6K2MnO4      3K2SO4    8H2O

Комплексные соли хрома (III) также окисляются сильными окислителями в присутствии щелочей.

Например, гексагидроксохроматы окисляются бромом в щелочи:

2Na3[Cr(OH)6]    3Br2    4NaOH  →  2Na2CrO4     6NaBr    8H2O

2K3[Cr(OH)6]    3Br2      4KOH   →  2K2CrO4    6KBr    8H2O

Оксид свинца (IV) также окисляет хромиты:

2KCrO2 3PbO2 8KOH  →  2K2CrO4 3K2PbO2 4H2O

2.Соли хрома (III) в щелочной среде образуют гидроксид хрома (III), который сразу растворяется, образуя гидроксокомплекс.

2CrCl3    6KOH  →   2Cr(OH)3     6KCl

Cr(OH)3    3KOH  →   K3[Cr(OH)6]

3. Более активные металлывытесняют  хром (III) из солей.

Например, цинк реагирует с хлоридом хрома (III):

2CrCl3    Zn  →  2CrCl2    ZnCl2

Соли хрома (vi)

Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н2CrO4  и дихромовая  Н2Cr2O7.

Например, хромат калия K2CrO4 и дихромат калия K2Cr2O7.

1.Различить эти соли довольно легко: хроматы желтые, а дихроматы оранжевые. Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы устойчивы в кислой среде.

При добавлении к хроматам кислот они переходят в дихроматы.

Например, хромат калия взаимодействует с серной кислотой и разбавленной соляной кислотой с образованием дихромата калия:

2K2CrO4 H2SO4(разб.)  →   K2Cr2O7 K2SO4 H2O

2K2CrO4 2HCl(разб.)  →  K2Cr2O7 2KCl H2O

И наоборот: дихроматы реагируют с щелочами с образованием хроматов.

Например, дихромат калия взаимодействует с гидроксидом калия с образованием хромата калия:

K2Cr2O7      2KOH  →  2K2CrO4 H2O

Видеоопыт взаимных переходов хроматов и дихроматов при добавлении кислоты или щелочи можно посмотретьздесь.

2.Хроматы и дихроматы проявляют сильные окислительные свойства. При взаимодействии с восстановителями они восстанавливаются до соединений хрома (III).

В нейтральной средехроматы и дихроматы восстанавливаются до гидроксида хрома (III).

Например, дихромат калия реагирует с сульфитом натрия в нейтральной среде:

K2Cr2O7    3Na2SO3    4H2O  →  2Cr(OH)3↓      3Na2SO4      2KOH

Хромат калия окисляет сульфид аммония:

2K2CrO4        3(NH4)2S       2H2O    →   2Cr(OH)3↓     3S↓       6NH3↑      4KOH

При взаимодействии с восстановителями в щелочной среде хроматы и дихроматы образуют комплексные соли.

Например, хромат калия окисляет гидросульфид аммония в щелочной среде:

2K2CrO4    3NH4HS    2H2O    2KOH   →  3S    2K3[Cr(OH)6]    3NH3 

Хромат натрия окисляет сернистый газ:

2Na2CrO4     3SO2    2H2O    8NaOH  →  2Na3[Cr(OH)6]    3Na2SO4

Хромат натрия окисляет сульфид натрия:

2Na2CrO4     3Na2S     8H2O  →  3S    2Na3[Cr(OH)6]    4NaOH

При взаимодействии с восстановителями в кислой средехроматы и дихроматы образуют соли хрома (III).

Например, дихромат калия окисляет сероводород в присутствии серной кислоты:

3H2S     K2Cr2O7    4H2SO4   →  K2SO4       Cr2(SO4)3      3S     7H2O

Дихромат калия окисляет йодид калия, фосфид кальция, соединения железа (II), сернистый газ,  концентрированную соляную кислоту:

K2Cr2O7    7H2SO4      6KI  →   Cr2(SO4)3       3I2     4K2SO4      7H2O

8K2Cr2O7    3Ca3P2      64HCl  →  3Ca3(PO4)2    16CrCl3  16KCl      32H2O

K2Cr2O7    7H2SO4    6FeSO4  →  Cr2(SO4)3    3Fe2(SO4)3     K2SO4    7H2O

K2Cr2O7    4H2SO4    3KNO2  →  Cr2(SO4)3     3KNO3     K2SO4     4H2O

K2Cr2O7     3SO2    8HCl   →  2KCl     2CrCl3       3H2SO4     H2O

K2Cr2O7     14HCl  →  3Cl2    2CrCl3        7H2O     2KCl

Способы получения

1. Гидроксид хрома (III) можно получить действием раствора аммиакана соли хрома (III).

Например, хлорид хрома (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида хрома (III) и хлорида аммония:

CrCl3   3NH3   3H2O   →   Cr(OH)3   3NH4Cl

2.Пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через раствор гексагидроксохромата калия:

K3[Cr(OH)6]    3CO2   →   Cr(OH)3↓      3KHCO3

Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить сложное вещество K3[Cr(OH)6] на составные части: KOH и Cr(OH)3. Далее мы определяем, как реагирует углекислый газ с каждым из этих веществ, и записываем продукты их взаимодействия. Т.к. Cr(OH)

3. Гидроксид хрома (III) можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли хрома (III).

Например, хлорид хрома (III) реагирует с недостатком гидроксида калия с образованием гидроксида хрома (III) и хлорида калия:

CrCl3   3KOH(недост)  →  Cr(OH)3↓  3KCl

4. Также гидроксид хрома (III) образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) с растворимыми карбонатами, сульфитами и сульфидами. Сульфиды, карбонаты и сульфиты хрома (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например:бромид хрома (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида хрома (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

2CrBr3    3Na2CO3  3H2O   →   2Cr(OH)3↓    3CO2↑   6NaBr

Хлорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

2CrCl3    3Na2S    6H2O  →   2Cr(OH)3    3H2S↑    6NaCl

Способы получения:

1. Сr неметалл (S, Hal2)

Сr 2HCl(r) = CrCl2 Н2

2. Восстановление солей Сr3 :

2СrСl3 Н2 = 2CrCl2 2HCl

Таблица валентности химических элементов (1 часть):

Атомный номер Химический элемент Символ Валентность Примеры соединений Примечание
1 Водород H I HCl, H2O2
2 Гелий He отсутствует
3 Литий Li I LiOH, Li2O
4 Бериллий Be I, II
5 Бор B III B2O3
6 Углерод C II, IV
7 Азот N I, II, III, IV
  • N2O;
  • NO;
  • N2O3, Ca(NO2)2,(NO)F, HNO2 NH2OH, NH3;
  • NO2, N2O4, HNO3, NH4NO3,  Ca(NO3)2, N2O5
В азотной кислоте (HNO3) и своем высшем оксиде (N2O5) атом азота образует только четыре ковалентные связи, являясь четырехвалентным
8 Кислород O II (NO)F, CaO, O2, H2O2,Cl2O, H2O
9 Фтор F I HF, (NO)F
10 Неон Ne отсутствует
11 Натрий Na I Na2S, Na2O
12 Магний Mg II Mg(NO3)2
13 Алюминий Al III Al2O3, Al2S3, AlCl3
14 Кремний Si II, IV
15 Фосфор P III, V
  • P2O3, PH3,  H3PO3, H3PO4;
  • P2O5
16 Сера S II, IV, VI
  • H2S, K2S, PbS, Al2S3, Fe2S3, FeS2;
  • SO2;
  • SF6, SO3, H2SO4
17 Хлор Cl I, III, IV, V, VI, VII
  • Cl2O, NaCl,  Cl2, HCl, NH4Cl;
  • NaClO2;
  • NaClO2;
  • KClO3, Cl2O5;
  • Cl2O6;
  • Cl2O7
18 Аргон Ar отсутствует
19 Калий K I KOH, K2O, K2S
20 Кальций Ca II Ca(OH)2
21 Скандий Sc III Sc2O3
22 Титан Ti II, III, IV
23 Ванадий V II, III, IV, V
24 Хром Cr II, III, VI
25 Марганец Mn II, III, IV, VI, VII
  • Mn(OH)2;
  • Mn2O3;
  • MnO2;
  • MnO3;
  • Mn2O7
26 Железо Fe II, III
  • Fe(OH)2, FeS2, FeO;
  • Fe2O3, Fe(OH)3, Fe2Cl3, Fe2S3
27 Кобальт Co II, III
28 Никель Ni II, III
29 Медь Cu I, II
30 Цинк Zn II ZnSO4, ZnO, ZnS

Таблица валентности химических элементов (2 часть):

31 Галлий Ga I, II, III
32 Германий Ge II, IV
33 Мышьяк As III, V
34 Селен Se II, IV, VI
35 Бром Br I, III, V, VII
36 Криптон Kr отсутствует
37 Рубидий Rb I RbOH
38 Стронций Sr II SrO
39 Иттрий Y III Y(NO3)3
40 Цирконий Zr II, III, IV
41 Ниобий Nb I, II, III, IV, V
42 Молибден Mo II, III, IV, V, VI
  • MoCl2;
  • Mo(OH)3;
  • MoO2;
  • MoCl5;
  • MoF6
43 Технеций Tc II, III, IV, V, VI, VII
  • TcCl2;
  • TcBr3;
  • TcBr4;
  • TcF5;
  • TcCl6;
  • Tc2O7
44 Рутений Ru II, III, IV, V, VI, VII, VIII
  • Ru(OH)2;
  • RuCl3;
  • Ru(OH)4;
  • Ru2O5;
  • RuB2;
  • NaRuO4;
  • RuO4
45 Родий Rh II, III, IV, V, VI
  • RhO;
  • Rh2(SO4)3;
  • Rh(OH)4;
  • RhF5;
  • RhF6
46 Палладий Pd II, IV
47 Серебро Ag I, II, III
48 Кадмий Cd I, II
49 Индий In I, II, III
50 Олово Sn II, IV
51 Сурьма Sb III, V
52 Теллур Te II, IV, VI
53 Йод I I, III, V, VII
54 Ксенон Xe отсутствует
55 Цезий Cs I Cs2O
56 Барий Ba II Ba(OH)2
57 Лантан La III La2(SO4)3
58 Церий Ce III, IV
59 Празеодим Pr II, III, IV
60 Неодим Nd II, III

Таблица валентности химических элементов (3 часть):

61 Прометий Pm III PmBr3
62 Самарий Sm II, III
63 Европий Eu II, III
64 Гадолиний Gd II, III
65 Тербий Tb II, III, IV
66 Диспрозий Dy II, III
67 Гольмий Ho III Ho2(SO4)3
68 Эрбий Er III Er2O3
69 Тулий Tm II, III
70 Иттербий Yb II, III
71 Лютеций Lu III LuBr3
72 Гафний Hf I, II, III, IV
73 Тантал Ta I, II, III, IV, V
  • Ta2O;
  • TaO;
  • TaCl3;
  • TaO2;
  • Ta2O5
74 Вольфрам W II, III, IV, V, VI
  • W6Cl12;
  • WO3;
  • WO2;
  • W2Cl10;
  • WF6
75 Рений Re I, II, III, IV, V, VI, VII
  • Re2O;
  • ReO;
  • Re2O3;
  • ReO2;
  • ReF5;
  • ReCl6;
  • ReF7
76 Осмий Os I, II, III, IV, V, VI, VII, VIII
  • OsI;
  • OsI2;
  • OsBr3;
  • OsO2;
  • OsCl4;
  • OsF5;
  • OsF6;
  • OsOF5; 
  • OsO4
77 Иридий Ir I, II, III, IV, V, VI
  • IrCl;
  • IrCl2;
  • IrCl3;
  • IrO2;
  • Ir4F20;
  • IrF6
78 Платина Pt II, III, IV, V, VI
79 Золото Au I, II, III, V
80 Ртуть Hg I, II
81 Таллий Tl I, II, III
82 Свинец Pb II, IV
83 Висмут Bi III, V
84 Полоний Po II, IV, VI
85 Астат At нет данных
86 Радон Rn отсутствует
87 Франций Fr I FrOH
88 Радий Ra II Ra(OH)2
89 Актиний Ac III Ac2O3
90 Торий Th II, III, IV
91 Протактиний Pa II, III, IV, V
92 Уран U III, IV, V, VI
93 Нептуний Np III, IV, V, VI, VII
94 Плутоний Pu III, IV, V, VI, VII
95 Америций Am II, III, IV, V, VI
96 Кюрий Cm II, III, IV
97 Берклий Bk III, IV
98 Калифорний Cf II, III, IV
99 Эйнштейний Es II, III
100 Фермий Fm II, III

Первоначально за единицу валентности была принята валентность атома водорода. Валентность другого элемента можно при этом выразить числом атомов водорода, которое присоединяет к себе или замещает один атом этого другого элемента.

Определенная таким образом валентность называется валентностью в водородных соединениях или валентностью по водороду: так, в соединениях HCl, H2O, NH3, CH4 валентность по водороду хлора равна единице, кислорода – двум, азота – трём, углерода – четырём.

Валентность кислорода, как правило, равна двум. Поэтому, зная состав или формулу кислородного соединения того или иного элемента, можно определить его валентность как удвоенное число атомов кислорода, которое может присоединять один атом данного элемента.

Определенная таким образом валентность называется валентностью элемента в кислородных соединениях или валентностью по кислороду: так, в соединениях K2O, CO, N2O3, SiO2, SO3 валентность по кислороду калия равна единице, углерода – двум, азота – трём, кремния – четырём, серы – шести.

С точки зрения электронной теории валентность определяется числом неспаренных (валентных) электронов в основном или возбужденном состоянии.

Известны элементы, которые проявляют постоянную валентность. У большинства химических элементов валентность переменная.

Коэффициент востребованности 5 608

Таблица валентности химических элементов.

Порядковый номер химического элемента, он же: атомный номер, он же: зарядовое число атомного ядра, он же: атомное число

Русское / Английское наименование

Химический символ

Валентность

1

Водород / Hydrogen

H

(-1), 1

2

Гелий / Helium

He

0

3

Литий / Lithium

Li

1

4

Бериллий / Beryllium

Be

2

5

Бор / Boron

B

-3, 3

6

Углерод / Carbon

C

( 2), 4

7

Азот / Nitrogen

N

-3, -2, -1, ( 1), 2, 3, 4, 5

8

Кислород / Oxygen

O

-2

9

Фтор / Fluorine

F

-1, ( 1)

10

Неон / Neon

Ne

0

11

Натрий / Sodium

Na

1

12

Магний / Magnesium

Mg

2

13

Алюминий / Aluminum

Al

3

14

Кремний / Silicon

Si

-4, ( 2), 4

15

Фосфор / Phosphorus

P

-3, 1, 3, 5

16

Сера / Sulfur

S

-2, 2, 4, 6

17

Хлор / Chlorine

Cl

-1, 1, ( 2), 3, ( 4), 5, 7

18

Аргон / Argon

Ar

0

19

Калий / Potassium

K

1

20

Кальций / Calcium

Ca

2

21

Скандий / Scandium

Sc

3

22

Титан / Titanium

Ti

2, 3, 4

23

Ванадий / Vanadium

V

2, 3, 4, 5

24

Хром / Chromium

Cr

2, 3, 6

25

Марганец / Manganese

Mn

2, ( 3), 4, ( 6), 7

26

Железо / Iron

Fe

2, 3, ( 4), ( 6)

27

Кобальт / Cobalt

Co

2, 3, ( 4)

28

Никель / Nickel

Ni

( 1), 2, ( 3), ( 4)

29

Медь / Copper

Сu

1, 2, ( 3)

30

Цинк / Zinc

Zn

2

31

Галлий / Gallium

Ga

( 2). 3

32

Германий / Germanium

Ge

-4, 2, 4

33

Мышьяк / Arsenic

As

-3, ( 2), 3, 5

34

Селен / Selenium

Se

-2, ( 2), 4, 6

35

Бром / Bromine

Br

-1, 1, ( 3), ( 4), 5

36

Криптон / Krypton

Kr

0

37

Рубидий / Rubidium

Rb

1

38

Стронций / Strontium

Sr

2

39

Иттрий / Yttrium

Y

3

40

Цирконий / Zirconium

Zr

( 2), ( 3), 4

41

Ниобий / Niobium

Nb

( 2), 3, ( 4), 5

42

Молибден / Molybdenum

Mo

( 2), 3, ( 4), ( 5), 6

43

Технеций / Technetium

Tc

6

44

Рутений / Ruthenium

Ru

( 2), 3, 4, ( 6), ( 7), 8

45

Родий / Rhodium

Rh

( 2), ( 3), 4, ( 6)

46

Палладий / Palladium

Pd

2, 4, ( 6)

47

Серебро / Silver

Ag

1, ( 2), ( 3)

48

Кадмий / Cadmium

Cd

( 1), 2

49

Индий / Indium

In

( 1), ( 2), 3

50

Олово / Tin

Sn

2, 4

51

Сурьма / Antimony

Sb

-3, 3, ( 4), 5

52

Теллур / Tellurium

Te

-2, ( 2), 4, 6

53

Иод / Iodine

I

-1, 1, ( 3), ( 4), 5, 7

54

Ксенон / Xenon

Xe

0

55

Цезий / Cesium

Cs

1

56

Барий / Barium

Ba

2

57

Лантан / Lanthanum

La

3

58

Церий / Cerium

Ce

3, 4

59

Празеодим / Praseodymium

Pr

3

60

Неодим / Neodymium

Nd

3, 4

61

Прометий / Promethium

Pm

3

62

Самарий / Samarium

Sm

( 2), 3

63

Европий / Europium

Eu

( 2), 3

64

Гадолиний / Gadolinium

Gd

3

65

Тербий / Terbium

Tb

3, 4

66

Диспрозий / Dysprosium

Dy

3

67

Гольмий / Holmium

Ho

3

68

Эрбий / Erbium

Er

3

69

Тулий / Thulium

Tm

( 2), 3

70

Иттербий / Ytterbium

Yb

( 2), 3

71

Лютеций / Lutetium

Lu

3

72

Гафний / Hafnium

Hf

4

73

Тантал / Tantalum

Ta

( 3), ( 4), 5

74

Вольфрам / Tungsten

W

( 2), ( 3), ( 4), ( 5), 6

75

Рений / Rhenium

Re

(-1), ( 1), 2, ( 3), 4, ( 5), 6, 7

76

Осмий / Osmium

Os

( 2), 3, 4, 6, 8

77

Иридий / Iridium

Ir

( 1), ( 2), 3, 4, 6

78

Платина / Platinum

Pt

( 1), 2, ( 3), 4, 6

79

Золото / Gold

Au

1, ( 2), 3

80

Ртуть / Mercury

Hg

1, 2

81

Талий / Thallium

Tl

1, ( 2), 3

82

Свинец / Lead

Pb

2, 4

83

Висмут / Bismuth

Bi

(-3), ( 2), 3, ( 4), ( 5)

84

Полоний / Polonium

Po

(-2), 2, 4, ( 6)

85

Астат / Astatine

At

нет данных

86

Радон / Radon

Rn

0

87

Франций / Francium

Fr

нет данных

88

Радий / Radium

Ra

2

89

Актиний / Actinium

Ac

3

90

Торий / Thorium

Th

4

91

Проактиний / Protactinium

Pa

5

92

Уран / Uranium

U

( 2), 3, 4, ( 5), 6

Чего не указано в таблице валентности, это то, что валентность элемента может быть постоянной и переменной.

Виды валентности

Постоянная (у металлов главных подгрупп)

Переменная (у неметаллов  и металлов побочных подгрупп)

Высшая (равна номеру группы)

Низшая (равна разности между числом 8 и номером группы)

Знание валентности элементов необходимы для правильного составления химических формул соединений.

Таблица характерных значений валентностей некоторых атомов химических соединений.

Элементы

Валентность

Примеры соединений

H, F, Li, Na, K

I

H2, HF, Li2O, NaCl, KBr

O, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn

II

H2O, MgCl2, CaH2, SrBr2, BaO, ZnCl2

B, Al

III

BCl3, AlBr3

C, Si

IV

CO2, CH4, SiO2, SiCl4

Cu

I, II

Cu2O, CuO

Fe

II, III

FeCl2, FeCl3

Cr

II, III, VI

CrCl2, CrCl3, CrO3

S

II, IV, VI

H2S, SO2, SO3

N

III, IV

NH3, NH4Cl, HNO3

P

III, V

PH3, P2O5, H3PO4

Sn, Pb

II, IV

SnCl2, SnCl4, PbO, PbO2

Cl, Br, I

I, III, V, VII

HCl, ClF3, BrF5, IF7

Таблица элементов с постоянной валентностью.

Валентности

Элементы

I

H, Na, Li, K, Rb, Cs

II

O, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd

III

B, Al, Ga, In

Физические свойства

Хром – твердый металл голубовато-белого цвета. Очень чистый хром поддается механической обработке.  В природе встречается в чистом виде и широко применяется в различных отраслях науки, техники и производства. Чаще всего хром применяется, как компонент сплавов, которые используются при изготовлении медицинского или химического технологического оборудования и приборов.

Химические свойства

В соединениях хром может проявлять степени окисления от 1 до 6. Наиболее характерными являются соединения хрома со степенями окисления 3 и 6. Менее устойчивы соединения хрома со степенью окисления 2. Хром образует комплексные соединения с координационным числом 6.

1. При комнатной температуре хром химически малоактивениз-за образования на его поверхности тонкой прочной оксидной пленки. При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами: кислородом, галогенами, серой, азотом, кремнием, углеродом, фосфором.

1.1. При взаимодействии хрома с галогенами образуются галогениды:

2Cr    3Cl2  → 2CrCl3

1.2. Хром реагирует с серой с образованием сульфида хрома:

2Cr    3S  → Cr2S3

1.3.Хром взаимодействует с фосфором. При этом образуется бинарное соединение – фосфид хрома:

Cr     P   →  CrP

1.4.С азотом хром реагирует при нагревании до 1000оС с образованием нитрида:

2Cr    N2   →   2CrN

1.5. Хром не взаимодействует с водородом.

1.6. Хром взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

4Cr    3O2  →  2Cr2O3

2. Хром взаимодействует и со сложными веществами:

2.1. Хром реагирует с парами водыв раскаленном состоянии:

2Cr    3H2O (пар)  → Cr2O3    3H2

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

Например, хром бурно реагирует с соляной кислотой:

Cr    2HCl    →   CrCl2     H2↑

В присутствии кислорода образуются соли хрома (III):

4Cr      12HCl    3O2   →   4CrCl3     6H2O

2.3.При обычных условиях хром не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат хрома (III) и вода:

2Cr    6H2SO4   →   Cr2(SO4)3    3SO2    6H2O

2.4.Хром не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.

Только при сильном нагревании концентрированная азотная кислота растворяет хром:

Cr     6HNO3   →   Cr(NO3)3    3NO2    3H2O

2.5. Растворы щелочейна хром практически не действуют.

2.6. Однако хром способен вытеснять многие металлы, например медь, олово, серебро и др. из растворов их солей.

Например, хром реагирует с хлоридом меди с образованием хлорида хрома (III) и меди:

2Cr     3CuCl2   →    2CrCl3    3Cu

Восстановительные свойства хрома также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натрия, нитратами и нитритами, хлоратами в щелочной среде.

Например, при сплавлении хрома с хлоратом калия в щелочи хром окисляется до хромата калия:

Cr   KClO3  2KOH  →  K2CrO4  KCl     H2O

Хлорат калия и нитрат калия также окисляют хром:

2Cr   KClO3   →   Cr2O3    KCl

2Cr   3KNO3   →   Cr2O3    3KNO2

Хромиты

Соли, в которых хром (III) входит в состав кислотного остатка (хромиты) — образуются из оксида хрома (III) при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

Cr2O3 Na2O → 2NaCrO2

Для понимания свойств хромитов их удобно мысленно разделить на два отдельных вещества.

Например, хромит натрия мы поделим мысленно на два вещества: оксид хрома (III) и оксид натрия.

NaСrO2 разделяем на Na2O и Cr2O3

При этом очевидно, что хромиты реагируют с кислотами. При недостатке кислоты образуется гидроксид хрома (III):

NaCrO2       HCl (недостаток)       H2O  →   Cr(OH)3      NaCl

В избытке кислоты гидроксид хрома (III) не образуется:

NaCrO2      4HCl (избыток)  →   CrCl3      NaCl   2H2O

NaCrO2    4HCl   →   CrCl3    NaCl    2H2O

NaCrO2    4HNO3    →   Cr(NO3)3    NaNO3    2H2O

2NaCrO2    4H2SO4    →   Cr2(SO4)3    Na2SO4    4H2O

Под действием избытка воды хромиты гидролизуются:

NaCrO2      2H2O  →  Cr(OH)3↓    NaОН

Электронное строение атома хрома

Электронная конфигурация  хрома в основном состоянии:

24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 1s Хром. Химия хрома и его соединений | CHEMEGE.RU 2sХром. Химия хрома и его соединений | CHEMEGE.RU 2sХром. Химия хрома и его соединений | CHEMEGE.RU 2pХром. Химия хрома и его соединений | CHEMEGE.RU3s Хром. Химия хрома и его соединений | CHEMEGE.RU3s Хром. Химия хрома и его соединений | CHEMEGE.RU  3p Хром. Химия хрома и его соединений | CHEMEGE.RU   4s Хром. Химия хрома и его соединений | CHEMEGE.RU   4s Хром. Химия хрома и его соединений | CHEMEGE.RU    3d Хром. Химия хрома и его соединений | CHEMEGE.RU

Примечательно, что у атома хрома уже в основном энергетическом состоянии происходит провал (проскок) электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий