- Взаимодействие с O2
- Взаимодействие с другими неметаллами
- Взаимодействие с разбавленными растворами HCl и H2SO4
- Действие концентрированных HNO3, H2SO4 и «царской водки» на хром.
- Вытеснение малоактивных Me из водных р-ров солей.
- Взаимодействие с солями, разлагающимися с образованием кислорода.
- Cro3 — оксид хрома (vii) триоксид хрома, хромовый ангидрид.
- Валентность хрома.
- Валентность хрома:
- Гидролиз солей хрома (iii)
- Качественные реакции
- 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
- Нахождение в природе
- Некоторые важнейшие соединения хрома
- Общие сведения о валентности хрома
- Положение в периодической системе химических элементов
- Примеры овр с участием дихроматов в качестве окислителей
- Реакции с хромом и его соединениями
- Сr(он)3 — гидроксид хрома (iii).
- Соединения cr (ii)
- Соединения сr(iii)
- Соли cr3 .
- Соли сr2
- Соли хрома (iii)
- Соли хрома (vi)
- Способы получения
- Способы получения:
- Таблица валентности химических элементов (1 часть):
- Таблица валентности химических элементов (2 часть):
- Таблица валентности химических элементов (3 часть):
- Таблица валентности химических элементов.
- Таблица характерных значений валентностей некоторых атомов химических соединений.
- Таблица элементов с постоянной валентностью.
- Физические свойства
- Химические свойства
- Хромиты
- 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, | Тип ICrCl3, | Тип IIKCrO2, | хроматыK2CrO4, | дихроматыK2Cr2O7, |
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.
- 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.
- 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.
- 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.
- При добавлении раствора нитрата свинца выпадает желтый хромат свинца; при взаимодействии с раствором нитрата серебра образуется красно – коричневый осадок хромата серебра.
- 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.
- 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?
- 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?
- 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?
- 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.
- 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.
- При взаимодействии CrO42- и ионами Ba2 выпадает желтый осадок хромата бария BaCrO4.
- Нитрат серебра образует с ионами CrO42- осадок хромата серебра кирпично-красного цвета.
- 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
- 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.
- 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.
- 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.
- 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.
- 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 4H2O2O3 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 |
| 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 |
| |
16 | Сера | S | II, IV, VI |
| |
17 | Хлор | Cl | I, III, IV, V, VI, VII |
| |
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 |
| |
26 | Железо | Fe | II, III |
| |
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 |
| |
43 | Технеций | Tc | II, III, IV, V, VI, VII |
| |
44 | Рутений | Ru | II, III, IV, V, VI, VII, VIII |
| |
45 | Родий | Rh | II, III, IV, V, VI |
| |
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 |
| |
74 | Вольфрам | W | II, III, IV, V, VI |
| |
75 | Рений | Re | I, II, III, IV, V, VI, VII |
| |
76 | Осмий | Os | I, II, III, IV, V, VI, VII, VIII |
| |
77 | Иридий | Ir | I, II, III, IV, V, VI |
| |
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 2s
2s
2p
3s
3s
3p
4s
4s
3d
Примечательно, что у атома хрома уже в основном энергетическом состоянии происходит провал (проскок) электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.