Металл побочный подгруппа марганец

Хром

Побочная подгруппа VI группы, или подгруппа хрома, представлена тремя элементами: хромом, молибденом и вольфрамом. К этой же подгруппе относится и 106-й элемент (экавольфрам), полученный искусственно в 1974 г. Металлы подгруппы хрома входят в состав четных рядов больших периодов и относятся к d-элементам, так как в их атомах происходит заполнение d-подуровня предвнешнего уровня 1- 10 электронами. На внешнем уровне у атомов d-элементов содержится 1 или 2 электрона.

Cr 1s22s2 2p6 3s23p64s13d5(4ряд, 4-й период)1s22s2 2p6 3s23p64s23d104p65s14d5(6ряд, 5-й период)1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d4(8ряд, 6-ой период)

У хрома и молибдена на d-подуровне по 5 электронов, а у вольфрама-четыре. На внешнем уровне у хрома и молибдена вследствие «провала» электрона с внешнего на d-подуровень предвнешнего уровня содержится один электрон (а), а у вольфрама-два (б).

Хром, молибден и вольфрам проявляют максимальную степень окисления в соединениях +6, но для хрома и молибдена характерны соединения, в которых они имеют более низкую степень окисления (для молибдена +4, для хромa +3 или +2). Хром и его аналоги водородных соединений не образуют. Строение внешней и предвнешней оболочек свидетельствует о принадлежности этой подгруппы элементов к металлам.

ХРОМ 5224 Сr

Минерал, содержащий хром, был открыт в 1766 г. И. Г. Ломанном и назван «сибирский красный свинец». В настоящее время этот минерал известен под названием крокоита РЬСг04. В 1797 г. французский химик Л. Н. Вокелен впервые выделил металлический хром.

Нахождение в природе. Содержание хрома в земной коре составляет 8,3-10-3 % по массе. Важнейшим сырьевым минералом для получения хрома служит хромистый железняк FeО-Сг2Оз. Кроме красной свинцовой руды, в природе встречается также хромовая охра Сг2 0з.

Физические свойства. Хром - белый, с сероватым оттенком, блестящий металл, обладающий большой твердостью и хрупкостью; температура плавления около 1890°С. При комнатной температуре устойчив к действию воды и воздуха благодаря оксидной пленке, защищающей его от окисления

Химические свойства. Хром является восстановителем

В зависимости от условий реакции окисляется до Сг+2, Сг+3, и Сг+6. Наиболее устойчивы соединения, где он проявляет степени окисления +2 и +3. С кислородом взаимодействует лишь при нагревании. В этих же условиях хром реагирует c хлоpом, сеpой. азотом, кpемнием:

4Cr + 3O2 = 2Cr2O3t

Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

Обычно на поверхности хрома имеется плотный слой оксида Сг2О3, предохраняющий металл от дальнейшего окисления. При обычных температурах такая пассивированная поверхность предотвращает взаимодействие хрома с азотной кислотой и царской водкой. На холоду хром реагирует с разбавленной хлороводородной кислотой с выделением водорода и образованием солей хрома +2. Последние быстро окисляясь кислородом воздуха переходят в соли хрома +3.

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2­

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

При повышении температуры или концентрации соляной кислоты, а с разбавленной серной кислотой в любом случае хром окисляется до Сг+3.

Получение. Для получения металлического хрома используют хромистый железняк. Его сплавляют с содой в присутствии кислорода, а образующийся хромат натрия восстанавливают углеродом (коксом) до оксида хрома (111):

t

FeO × Cr2O3 + 7O2 + 8Na2CO3 = 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2­

3C + 2Na2CrO4 + 3CO­ + 2Na2O + Cr2O3

Далее восстановлением оксида хрома (III) алюминием получают металлический хром:

Cr2O3 + 2Al = Al2O3 +2 Cr

Применение. В современном машиностроении хром получил широкое применение как легирующий компонент сталей, никелевых и медных сплавов. В инструментальных сталях для повышения прочности хром применяется в качестве добавки. Если содержание хрома в стали превышает 10%, сталь обладает большей устойчивостью к окислению и коррозии.

Соединения хрома

С кислородом хром образует ряд оксидов: СгО, Сг2О3, СгО3. Наиболее устойчив из них оксид хрома (III) Сг2О3.

Оксид хрома (II) СгО обладает основными свойствами. При взаимодействии с хлороводородной кислотой образуется хлорид хрома (II):

CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O

Если на хлорид хрома (II) подействовать раствором щелочи, то выпадает желтый осадок Сг(ОН)2:

CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2¯ + 2NaCl

Соединения хрома (II) неустойчивы и быстро окисляются до соединений хрома (III):

CrCl2 + 2H2O = 2CrOHCl2 + H2­

Оксид хрома(Ш) Сг2О3 относится к амфотерным оксидам. В обычных условиях это порошок зеленого цвета. Он не растворяется в воде и слабо растворяется в щелочах и кислотах. Получают Сг2О3 прокаливанием оксида хрома (VI), разложением дихромата аммония, а также термическим разложением гилооксила хрома(III):

t

CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2

t

(NH4)2Cr2O7 = N2­ + 4H2O + Cr2O3

2Cr(OH)3 = 3H2O + Cr2O3

Оксид хрома (III) применяется в промышленности для получения металлического хрома, а также используется для приготовления масляных и акварельных красок.

При сплавлении оксида хрома (III) со щелочами или содой образуются мета- или ортохромиты, являющиеся солями соответствующих кислот-НСrО2 (метахромистая) и Н3CrO3 (ортохромистая):

t2O3+2NaOH=2NaCrO2+H2O

Cr2O3+6NaOH=2Na3CrO3+3H2O

Гидроксид хрома(1П) Сг(ОН)3 образуется при действии щелочей на соли хрома, выпадает в виде синевато-серого осaдка:

CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3¯ + 3NaCl

Гидроксид хрома (III) Сг(ОН)3 обладает амфотерными свойствами. Подобно гидроксиду алюминия, взаимодействует с кислотами с образованием солей Сг +3, а со щелочами - с образованием хромитов:

Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

Следовательно, гидроксид хрома (III) можно рассматривать и как основание, и как кислоту:

Cr3+ + 3OH-»Cr(OH)3º H3CrO3» HCrO2 + H2O «H+ + CrO2- + H2O

Под действием окислителей в щелочной среде соединения хрома (III) переходят в соединения хрома (VI), при этом происходит изменение зеленой окраски раствора в желтую:

NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O

Oксид xpoмa (Vl) СгО3 является типичным кислотным оксидом. Легко растворяется в воде с образованием растворов хромовой Н2Сг04и двухромовой Н2Сг207 кислот. В растворе между этими двумя кислотами устанавливается равновесие:

H2CrO4»H2Cr2O7 + H2O

Добавление к раствору кислоты смещает равновесие вправо, добавление щелочей-влево. На этом основано получение хроматов из бихроматов и наоборот:

K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

K2CrO4 + H2SO4 = K2SO4 + K2Cr2O7 + H2O

Соли хромовых кислот в кислой среде являются сильными окислителями, при этом Сг+6 восстанавливается до Сг+3 с изменением оранжевой окраски раствора на зеленую:

K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O

K2Cr2O7 + 6KJ + 7H2SO4 =Cr2(SO4)3 + 3J2 + 4K2SO4 + 7H2O

Равные объемы насыщенного на холоду раствора К2Сг207 и концентрированной серной кислоты образуют так называемую хромовую смесь, обладающую высокой окислительной способностью.

Основная хромовая руда-хромит-используется в производстве химически пассивных и термостойких огнеупорен (магнезиохромитовые кирпичи). Бихроматы и хромовые квасцы КСг(S04)2 применяются для дубления кож. Из хромата свинца РЬСг04 изготовляют красители.

Все соли хромовых кислот ядовиты.

Дата добавления: 2015-08-31