88. Общая характеристика элементов группы хрома.

Хром — элемент побочной VI подгруппы группы периодической системы.

Хром может проявлять в соединениях степени окисления от +1 до +6. Известны соединения хрома со степенями окисления. Наиболее устойчива степень окисления хрома.

Хром встречается в природе преимущественно в виде двойного оксида — хромистого железняка, восстановлением которого углём сначала получают сплав железа с хромом — феррохром:

FeCr2O4 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO

Феррохром содержит до 70% хрома и используется для получения хромированной стали, обладающей большой коррозионной стойкостью.

Хром, не содержащий примесей железа, получают из оксида хрома (III) методом алюминотермии:

Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr

Чистый хром может быть получен путём электролиза раствора его солей.

Физические свойства хрома

Хром — тугоплавкий блестящий металл, обладает высокой твёрдостью и царапает стекло. Чистый хром пластичен, но в присутствии даже незначительных примесей кислорода, азота и углерода становится хрупким и при ударе молотком легко раскалывается.

Химические свойства хрома

При комнатной температуре хром малоактивен и обладает высокой коррозионной стойкостью, так как покрыт твёрдой и прочной оксидной плёнкой. С большинством веществ хром реагирует при нагревании.

1. Взаимодействие с неметаллами

При нагревании выше 600*C хром сгорает в кислороде с образованием оксида хрома (III):

4Cr + 3O2 = 2Cr2O3

С фтором хром реагирует при 350*C, с хлором – при 300*C, с бромом – при температуре красного каления, образуя соответствующие галогениды хрома(III):

2Cr + 3F2 = 2CrF3 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

2Cr + 3Br2 = 2CrBr3

2. Взаимодействие с водой

Тонкоизмельченный хром при высокой температуре реагирует с водой, образуя оксид хрома(III) и водород:

2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2

3. Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов хром находится до водорода, поэтому он вытесняет водород из разбавленных хлороводородной и серной кислот, образуя окрашенные в голубой цвет соли хрома(II):

Cr + 2HCl(разб.) = CrCl2 + H2

Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании с образованием солей хрома(III) и продуктов восстановления кислот:

2Cr + 6H2SO4(конц.) = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Cr + 6HNO3(конц.) = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

4. Взаимодействие с окислителями в щелочной среде

Хром реагирует с щелочными расплавами окислителей, например, с хлоратом калия, образуя при этом хроматы:

Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + H2O

5. Восстановление металлов из растворов солей

Хром способен вытеснять менее активные металлы из растворов их солей:

Cr + CuCl2 = Cu + CrCl2

В химических реакциях хром — восстановитель. Соли хрома(VI) — хроматы существуют в щелочной среде, бихроматы — в кислотной. Под действием кислот хроматы переходят в бихроматы, а бихроматы под действием щелочей — в хроматы. Оксид и гидроксид хрома(II) проявляют основные свойства, хрома(III) — амфотерные, хрома(VI) — кислотные.

Соединения хрома(II) — сильные восстановители, соли хрома(II) и гидроксид хрома(II) на воздухе легко окисляются до соединений хрома(III), которые могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Восстановительные свойства соединений хрома(III) наиболее сильно проявляются в щелочной среде. Соединения хрома(VI) — сильные окислители, в особенности в кислотной среде.