Хром. Строение атома. Возможные степени окисления. Кислотно-основные свойства. Применение.
Сг - элемент побочной подгруппы шестой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов. В свободном виде — голубовато-белый металл, отличающийся большой твердостью и хрупкостью. Конфигурация внеш. электронных оболочек атома 3d54s1; степени окисления +2, +3, +6, реже +4, +5, +1. При нагревании Cr взаимодействует с O2, галогенами, N2, C, S и др. 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3 (оксид хрома), 2Cr + 3Cl2=2CrCl3 (хлорид хрома),
В зависимости от валентности хром может проявлять как кислотные, так и основные свойства. На примере оксидов хрома: СrО3 имеет кислотный характер:
CrO3 + H2O = H2CrO4, CrO3 + СаО = СаCrO4,
Cr2O3 – амфотерный (реагирует и с кислотами, и с основаниями): Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O, Cr2O3 + 2KOH → 2KCrO2 + H2O,
CrO - основный. сильный восстановитель:
CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O
Применение: хромом покрывают железные и стальные детали и инструменты, которые используются в промышленности. Наибольшее кол-во хрома применяется в металлургии для получения хромистых сталей. Сплав хрома с никелем и железом обладает большим электрическим сопротивлением и применяется для изготовления спиралей электронагревательных приборов. Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.
Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома с различной степенью окисления.
Реакции в кислотной среде.
В кислотной среде соединения Сr+6 переходят в соединения Сr+3 под действием восстановителей: H2S, SO2, FeSO4
К2Сr2О7 +3Н2S +4Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4+ 7Н2О
S-2 – 2e → S0
2Cr+6 + 6e → 2Cr+3
В щелочной среде соединения хрома Сr+3 переходят в соединения Сr+6 под действием окислителей: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:
2KCrO2 +3 Br2 +8NaOH =2Na2CrO4 + 2KBr +4NaBr + 4H2O
Cr+3 - 3e → Cr+6
Br20 +2e → 2Br-
Амфотерность гидроксида хрома(III). Хромиты, их восстановительные свойства.
Оксид хрома (3) - Сr2О3 – порошок темно–зеленого цвета, нерастворим в воде, тугоплавкий, по твёрдости близок к корунду (ему соответствует гидроксид хрома (3) – Сr(ОН)3). Оксид хрома (3) имеет амфотерный характер, однако в кислотах и щелочах растворяется плохо. Реакции со щелочами идут при сплавлении:
Сr2О3 + 2КОН = 2КСrО2(хромит К) + Н2О
С концентрированными растворами кислот и щелочей взаимодействует с трудом:
Сr2О3 + 6 КОН + 3Н2О = 2К3[Сr(ОН)6]
Сr2О3 + 6НСl = 2СrСl3 + 3Н2О
.Соли хрома. Различают два вида солей: хромиты и хроматы.
Хромитами с общей формулой RCrO2 называются соли хромистой кислоты HCrO2.Сплавляя Cr2O3 со щелочами получают хромиты:
Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O
Хромиты обладают различной окраской - от темно коричневой до совершенно черной и обычно встречаются в виде сплошных массивов. Хромит мягче многих других минералов, температура плавления хромита зависит от его состава. Хромит имеет металлический блеск и почти нерастворим в кислотах.
Хромовая и дихромовая кислоты, их соли, роль в окислительно-восстановительных реакциях.
Хромовая кислота Н2CrO4, дихромовая кислота Н2Cr2О7
- Соли - хроматы и дихроматы
- Соединения хрома (III) в щелочной среде играют роль восстановителей. Под действием различных окислителей — Cl2, Br2, H2O2, КмnO4 и др. — они переходят в соединения хрома (IV) — хроматы
Сильные окислители, такие, как KMnO4, (NH4)2S2O8 в кислой среде переводят соединения Cr (III) в дихроматы:
Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степеней окисления в ряду: Cr2+ Cr3+ Cr6+. Соединения Cr (II) — сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения крома. (III). Соединения хрома (VI) — сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения с промежуточной степенью окисления, т. е. соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями (например, бромом, KMnO4) проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).