Химические свойства соединений хрома.

Cr 2+ . Концентрация заряда двухвалентного катиона хрома соответствует концентрации заряда катиона магния и двухвалентного катиона железа, поэтому целый ряд свойств, особенно, кислотно-основное поведение этих катионов близко. При этом, как уже было сказано, Cr 2+ - сильный восстановитель, поэтому в растворе идут следующие реакции: 2CrCl 2 + 2HCl = 2CrCl 3 + H 2 4CrCl 2 + 4HCl + O 2 = 4CrCl 3 + 2H 2 O. Достаточно медленно, но происходит даже окисление водой: 2CrSO 4 + 2H 2 O = 2Cr(OH)SO 4 + H 2 . Окисление двухвалентного хрома происходит даже легче, чем окисление двухвалентного железа, соли также подвергаются гидролизу по катиону в умеренной степени (т.е., доминирующей является первая ступень).

CrO – основной оксид, черного цвета, пирофорен. При 700 о С диспропорционирует: 3CrO = Cr 2 O 3 + Cr. Он может быть получен при термическом разложении соответствующего гидроксида в отсутствие кислорода.

Cr(OH) 2 – нерастворимое основание желтого цвета. Реагирует с кислотами, при этом кислоты-окислители одновременно с кислотно-основным взаимодействием окисляют двухвалентный хром, в определенных условиях это происходит и с кислотами-неокислителями (окислитель – H +). При получении по обменной реакции гидроксид хрома (II) быстро зеленеет из-за окисления:

4Cr(OH) 2 + O 2 = 4CrO(OH) + 2H 2 O.

Окислением сопровождается и разложение гидроксида хрома (II) в присутствии кислорода: 4Cr(OH) 2 = 2Cr 2 O 3 + 4H 2 O.

Cr 3+ . Соединения хрома (III) по химическим свойствам похожи на соединения алюминия и железа (III). Оксид и гидроксид амфотерны. Соли слабых нестойких и нерастворимых кислот(H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , H 2 S, H 2 SiO 3) подвергаются необратимому гидролизу:

2CrCl 3 + 3K 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S + 6KCl ; Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S.

Но катион хрома (III) – не очень сильный окислитель, поэтому сульфид хрома (III) существует и может быть получен в безводных условиях, правда, не из простых веществ, так как разлагается при нагревании, а по реакции: 2CrCl 3 (кр) + 2H 2 S (газ) = Сr 2 S 3 (кр) + 6HCl. Окислительных свойств трёхвалентного хрома недостаточно для того, чтобы растворы его солей взаимодействовали с медью, но с цинком такая реакция проходит: 2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2.

Cr 2 O 3 – амфотерный оксид зеленого цвета, имеет очень прочную кристаллическую решетку, поэтому химическую активность проявляет только в аморфном состоянии. Реагирует, в основном, при сплавлении с кислотными и основными оксидами, с кислотами и щелочами, а также с соединениями, имеющими кислотные или основные функции:

Cr 2 O 3 + 3K 2 S 2 O 7 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3K 2 SO 4 ; Cr 2 O 3 + K 2 CO 3 = 2KCrO 2 + CO 2 .

Cr(OH) 3 (CrO(OH), Cr 2 O 3 *nH­­ 2 O) – амфотерный гидроксид серо-синего цвета. Растворяется и в кислотах, и в щелочах. При растворении в щелочах образуются гидроксокомлексы, в которых катион хрома имеет координационное число 4 или 6:

Cr(OH) 3 + NaOH = Na; Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 .

Гидроксокомплексы легко разлагаются кислотами, при этом с сильными и слабыми кислотами процессы различны:

Na + 4HCl = NaCl +CrCl 3 + 4H 2 O ; Na + CO 2 = Cr(OH) 3 ↓ + NaHCO 3.

Соединения Cr(III) являются не только окислителями, но и восстановителями по отношению к превращению в соединения Cr(VI). Особенно легко реакция проходит в щелочной среде:

2Na 3 + 3Cl 2 + 4NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O E 0 =­ - 0,72­ В.

В кислой среде: 2Cr 3+ → Cr 2 O 7 2- E 0 =­ +1,38 В.

Cr +6 . Все соединения Cr(VI) – сильные окислители. Кислотно-основное поведение этих соединений похоже на поведение соединений серы в той же степени окисления. Такое сходство свойств соединений элементов главных и побочных подгрупп в максимальной положительной степени окисления характерно для большинства групп периодической системы.

CrO 3 - соединение тёмно-красного цвета, типичный кислотный оксид. При температуре плавления разлагается: 4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3O 2 .

Пример окислительного действия: CrO 3 + NH 3 = Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O (При нагревании).

Оксид хрома(VI) легко растворяется в воде, присоединяя её и превращаясь в гидроксид:

H 2 CrO 4 - хромовая кислота, является сильной двухосновной кислотой. В свободном виде не выделяется, т.к. при концентрации выше 75% идет реакция конденсации с образованием двухромовой кислоты: 2H 2 CrO 4 (жёлт.) = H 2 Cr 2 O 7 (оранж.) + H 2 O.

Дальнейшее концентрирование ведёт к образованию трихромовой (H 2 Cr 3 O 10) и даже тетрахромовой (H 2 Cr 4 O 13) кислот.

Димеризация хромат-аниона происходит также при подкислении. В результате соли хромовой кислоты при pH > 6 существуют как хроматы(K 2 CrO 4) жёлтого цвета, а при pH < 6 как бихроматы(K 2 Cr 2 O 7) оранжевого цвета. Большинство бихроматов растворимы, а растворимость хроматов чётко соответствует растворимости сульфатов соответствующих металлов. В растворах возможно взаимопревращения соответствующих солей:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O; K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O.

Взаимодействие бихромата калия с концентрированной серной кислотой ведёт к образованию хромового ангидрида, нерастворимого в ней:

K 2 Cr 2 O 7 (крист.) + + H 2 SO 4 (конц.) = 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O;

Бихромат аммония при нагревании претерпевает внутримолекулярную окислительно-восстановительную реакцию: (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

ГАЛОГЕНЫ («рождающие соли»)

Галогенами называются элементы главной подгруппы VII группы периодической системы. Это фтор, хлор, бром, иод, астат. Строение внешнего электронного слоя их атомов: ns 2 np 5 . Т.о., на внешнем электронном уровне находится 7 электронов, и до устойчивой оболочки благородного газа им не хватает всего одного электрона. Являясь предпоследними элементами в периоде, галогены имеют наименьший в периоде радиус. Все это приводит к тому, что галогены проявляют свойства неметаллов, имеют большую электроотрицательность и высокий потенциал ионизации. Галогены являются сильными окислителями, они способны принимать электрон, превращаясь в анион с зарядом "1-" или проявлять степень окисления «-1» при ковалентном связывании с менее электроотрицательными элементами. В то же время, при движении по группе сверху вниз радиус атома увеличивается и окислительная способность галогенов уменьшается. Если фтор является самым сильным окислителем, то иод при взаимодействии с некоторыми сложными веществами, а также с кислородом и другими галогенами проявляет восстановительные свойства.

Атом фтора отличается от других членов группы. Во-первых, он проявляет только отрицательную степень окисления, так как является самым электроотрицательным элементом, а во-вторых, как любой элемент II периода, он имеет только 4 атомных орбитали на внешнем электронном уровне, три из которых заняты неподеленными электронными парами, на четвертой находится неспаренный электрон, который в большинстве случаев и является единственным валентным электроном. В атомах остальных элементов на внешнем уровне имеется незаполненный d-электронный подуровень, куда может переходить возбужденный электрон. Каждая неподеленная пара при распаривании дает два электрона, поэтому основные степени окисления хлора, брома и иода, кроме «-1», это «+1», «+3», «+5», «+7». Менее устойчивыми, но принципиально достижимыми являются степени окисления «+2», «+4» и «+6».

Как простые вещества все галогены представляют собой двухатомные молекулы с одинарной связью между атомами. Энергии диссоциации связей в ряду молекул F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 следующие: 151 кДж/моль, 239 кДж/моль, 192 кДж/моль, 149 кДж/моль. Монотонное уменьшение энергии связи при переходе от хлора к иоду легко объясняется увеличением длины связи из-за роста радиуса атома. Аномально низкая энергия связи в молекуле фтора имеет два объяснения. Первое касается самой молекулы фтора. Как уже говорилось, фтор имеет очень маленький радиус атома и целых семь электронов на внешнем уровне, поэтому при сближении атомов при образовании молекулы возникает межэлектронное отталкивание, в результате чего перекрывание орбиталей происходит не полностью, и порядок связи в молекуле фтора несколько меньше единицы. Согласно второму объяснению, в молекулах остальных галогенов существует дополнительное донорно-акцепторное перекрывание неподеленной электронной пары одного атома и свободной d-орбитали другого атома, по два таких противоположных взаимодействия на молекулу. Т.о., связь в молекулах хлора, брома и иода определяется как почти тройная с точки зрения наличия взаимодействий. Но донорно-акцепторные перекрывания происходят лишь частично, и связь имеет порядок (для молекулы хлора) 1,12.

Физические свойства: При обычных условиях фтор – это трудно сжижаемый газ (температура кипения которого -187 0 С) светло-желтого цвета, хлор – легко сжижаемый (температура кипения равна –34,2 0 С) газ желто-зеленого цвета, бром – бурая легко испаряющаяся жидкость, иод – твердое вещество серого цвета с металлическим блеском. В твердом состоянии все галогены образуют молекулярную кристаллическую решетку, характеризующуюся слабыми межмолекулярными взаимодействиями. В связи с чем иод имеет склонность к возгонке – при нагревании при атмосферном давлении переходит в газообразное состояние (образует фиолетовые пары), минуя жидкое. При движении по группе сверху вниз температуры плавления и кипения увеличиваются как за счет увеличения молекулярной массы веществ, так и за счет усиления сил Ван-дер-Ваальса, действующих между молекулами. Величина этих сил тем больше, чем больше поляризуемость молекулы, которая, в свою очередь, возрастает с увеличением радиуса атома.

Все галогены плохо растворяются в воде, но хорошо – в неполярных органических растворителях, например, в четыреххлористом углероде. Плохая растворимость в воде связана с тем, что при образовании полости для растворения молекулы галогена вода теряет достаточно прочные водородные связи, взамен которых между ее полярной молекулой и неполярной молекулой галогена никаких сильных взаимодействий не возникает. Растворение галогенов в неполярных растворителях соответствует ситуации: «подобное растворяется в подобном», когда характер рвущихся и образующихся связей одинаковый.

«Национальный исследовательский Томский политехнический Университет»

Институт природных ресурсов Геоэкология и геохимия

Хром

По дисциплине:

Химия

Выполнил:

студент группы 2Г41 Ткачева Анастасия Владимировна 29.10.2014

Проверил:

преподаватель Стась Николай Федорович

Положение в периодической системе

Хром - элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium ). Простое вещество хром - твёрдый металлголубовато-белого цвета. Хром иногда относят к чёрным металлам.

Строение атома

17 Cl)2)8)7 - схема строения атома

1s2s2p3s3p- электронная формула

Атом располагается в III периоде, и имеет три энергетических уровня

Атом располагается в VII в группе, в главной подгруппе – на внешнем энергетическом уровне 7 электронов

Свойства элемента

Физические свойства

Хром - белый блестящий металл с кубической объемно-центрированной решеткой, а = 0,28845 нм, отличающийся твердостью и хрупкостью, с плотностью 7,2 г/см 3 , один из самых твердых чистых металлов (уступает только бериллию, вольфраму и урану), с температурой плавления 1903 град. И с температурой кипения около 2570 град. С. На воздухе поверхность хрома покрывается оксидной пленкой, которая предохраняет его от дальнейшего окисления. Добавка углерода к хрому еще больше увеличивает его твердость.

Химические свойства

Хром при обычных условиях – инертный металл, при нагревании становится довольно активным.

Взаимодействие с неметаллами

При нагревании выше 600°С хром сгорает в кислороде:

4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3 .

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

2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3 .

С азотом реагирует при температуре выше 1000°С с образованием нитридов:

2Cr + N 2 = 2CrN

или 4Cr + N 2 = 2Cr 2 N.

2Cr + 3S = Cr 2 S 3 .

Реагирует с бором, углеродом и кремнием с образованием боридов, карбидов и силицидов:

Cr + 2B = CrB 2 (возможно образование Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 4),

2Cr + 3C = Cr 2 C 3 (возможно образование Cr 23 C 6 , Cr 7 B 3),

Cr + 2Si = CrSi 2 (возможно образование Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 , CrSi).

С водородом непосредственно не взаимодействует.

Взаимодействие с водой

В тонкоизмельченном раскаленном состоянии хром реагирует с водой, образуя оксид хрома (III) и водород:

2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов хром находится до водорода, он вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот:

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 ;

Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 .

В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O.

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты:

2Cr + 6H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O;

Cr + 6HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Взаимодействие с щелочными реагентами

В водных растворах щелочей хром не растворяется, медленно реагирует с расплавами щелочей с образованием хромитов и выделением водорода:

2Cr + 6KOH = 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2 .

Реагирует с щелочными расплавами окислителей, например хлоратом калия, при этом хром переходит в хромат калия:

Cr + KClO 3 + 2KOH = K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O.

Восстановление металлов из оксидов и солей

Хром – активный металл, способен вытеснять металлы из растворов их солей: 2Cr + 3CuCl 2 = 2CrCl 3 + 3Cu.

Свойства простого вещества

Устойчив на воздухе за счёт пассивирования. По этой же причине не реагирует с серной и азотной кислотами. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома(III) Cr 2 O 3 , обладающего амфотерными свойствами.

Синтезированы соединения хрома с бором (бориды Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 2 , CrB 4 и Cr 5 B 3), с углеродом (карбиды Cr 23 C 6 , Cr 7 C 3 и Cr 3 C 2), c кремнием (силициды Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 и CrSi) и азотом (нитриды CrN и Cr 2 N).

Соединения Cr(+2)

Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr 2+ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr 3+ или дихроматов цинком в кислой среде («водородом в момент выделения»):

Все эти соли Cr 2+ - сильные восстановители вплоть до того, что при стоянии вытесняют водород из воды. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr 2+ окисляется, в результате чего голубой раствор быстро зеленеет.

Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH) 2 осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II).

Синтезированы дигалогениды хрома CrF 2 , CrCl 2 , CrBr 2 и CrI 2

Соединения Cr(+3)

Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr 2 O 3 и гидроксид Cr(OH) 3 (оба - зелёного цвета). Это - наиболее устойчивая степень окисления хрома. Соединения хрома в этой степени окисления имеют цвет от грязно-лилового (ион 3+) до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы).

Cr 3+ склонен к образованию двойных сульфатов вида M I Cr(SO 4) 2 ·12H 2 O (квасцов)

Гидроксид хрома (III) получают, действуя аммиаком на растворы солей хрома (III):

Cr+3NH+3H2O→Cr(OH)↓+3NH

Можно использовать растворы щелочей, но в их избытке образуется растворимый гидроксокомплекс:

Cr+3OH→Cr(OH)↓

Cr(OH)+3OH→

Сплавляя Cr 2 O 3 со щелочами получают хромиты:

Cr2O3+2NaOH→2NaCrO2+H2O

Непрокаленный оксид хрома(III) растворяется в щелочных растворах и в кислотах:

Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3H2O

При окислении соединений хрома(III) в щелочной среде образуются соединения хрома(VI):

2Na+3HO→2NaCrO+2NaOH+8HO

То же самое происходит при сплавлении оксида хрома (III) со щелочью и окислителями, или со щелочью на воздухе (расплав при этом приобретает жёлтую окраску):

2Cr2O3+8NaOH+3O2→4Na2CrO4+4H2O

Соединения хрома (+4) [

При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO 3 в гидротермальных условиях получают оксид хрома(IV) CrO 2 , который является ферромагнетикоми обладает металлической проводимостью.

Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF 4 , тетрахлорид хрома CrCl 4 существует только в парах.

Соединения хрома (+6)

Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид хрома (VI) CrO 3 и целый ряд кислот, между которыми существует равновесие. Простейшие из них - хромовая H 2 CrO 4 и двухромовая H 2 Cr 2 O 7 . Они образуют два ряда солей: желтые хроматы и оранжевые дихроматы соответственно.

Оксид хрома (VI) CrO 3 образуется при взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H 2 CrO 4 , дихромовую H 2 Cr 2 O 7 и другие изополикислоты с общей формулой H 2 Cr n O 3n+1 . Увеличение степени полимеризации происходит с уменьшением рН, то есть увеличением кислотности.

Хром - это микроэлемент, который используется в разных формах. В биодобавках это обычно его хлорид или пиколинат (лучше всасываемая кишечником соль). Хорошо усваивается присутствующий в дрожжах комплекс, известный как фактор глюкозотолерантности и включающий хром, и три аминокислоты - глутаминовую, глицин и цистеин.

Полезные свойства хрома и роль в организме

Хром необходим для работы инсулина. Этот гормон отвечает за перенос глюкозы из крови в клетки, где она «сжигается» с выделением энергии. Инсулин эффективен и способствует поддержанию нормального уровня сахара в крови, только если организму хватает хрома. Этот металл увеличивает количество инсулиновых рецепторов на клеточной мембране. Повышая нашу толерантность к глюкозе (способность переносить ее потребление без отрицательных последствий для здоровья) за счет роста эффективности инсулина, хром тормозит его выработку, а в результате подавляет превращение сахара в жиры. Отсюда следует снижение в крови уровней холестерина (особенно «плохого», т. е. липопротеинов низкой плотности) и триглицеридов.

Профилактика

Добавки хрома снижают риск сахарного диабета у инсулинорезистентных людей. Они вырабатывают достаточно инсулина, но чувствительность к нему клеток понижена. В результате для поддержания нормального уровня глюкозы в крови поджелудочной железе приходится секретировать повышенные количества этого фермента. Однако даже их может не хватать, и тогда развивается диабет II типа (инсулинонезависимый) с избытком сахара в крови, что обычно сопровождается ожирением и гиперхолестеринемией (повышенным холестерином) со всеми вытекающими отсюда последствиями. Этот риск снижается профилактическим приемом хрома, ослабляющим инсулинорезистентность, а значит, усиливающим глюкозотолерантность.

Польза хрома

Стресс, инфекция, повышенные физические нагрузки ускоряют «сжигание» глюкозы, а в результате и мобилизацию хрома, который интенсивнее выводив с мочой. То же самое наблюдается при гипергликемических обострениях у больных диабетом. Поступление хрома с пищей обычно едва дотягивает до нормы, поэтому в таких ситуациях желательно принимать его добавки.

Показания и способы применения хрома, рекомендуемая суточная норма, противопоказания, пищевые источники хрома

Рекомендации по суточной норме хрома отсутствуют, но считается, что его дефицит у взрослых может быть предупрежден дозами от 50 до 200 мкг в сутки. Следует отметить, что даже при разнообразной, здоровой диете получить с пищей 200 мкг хрома в сутки практически нереально. Стандартное меню обычно дает нам 40-50 мкг/сут., а голодная диета (например, при похудении), естественно, меньше.

– Недостаток. Дефицит хрома чреват раздражительностью, набором веса и нарушением чувствительности конечностей, а также обострением инсулинонезависимого диабета.

Избыток. Хромовые добавки, по-видимому, безвредны. Однако их высокие дозы затрудняют усвоение и .

Показания к применению хрома

Затрудненное усвоение белков, жиров или углеводов.

Повышенный уровень глюкозы в крови (инсулинорезистентность, диабет II типа).

Повышенный уровень в крови «плохого» холестерина (липопротеинов низкой плотности) и триглицеридов.

Противопоказания

Больные диабетом должны принимать хром только после консультации с врачом. Возможно, им придется скорректировать дозы инсулина и/или других, уже назначенных при их болезни медикаментов.

Способы применения

Дозы

Обычно хром в добавках сочетается с другими минеральными веществами, поэтому надо уточнять по надписи на упаковке его количество в препарате. В одной таблетке или капсуле его должно быть от 25 до 200 мкг (больше - опасно). Такие биодобавки принимают как общеукрепляющие средства, а также при сбрасывании веса с помощью голодной диеты и для повышения эффективности инсулина.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Хром - светло-серый твердый металл (рис. 1), имеющий объемно-центрированную кубическую структуру.

Парамагнитен, хорошо проводит электрический ток, отличается высокой твердостью, царапает стекло.

Рис. 1. Хром. Внешний вид.

На механические свойства титана сильно влияет наличие примесей. Чистый хром пластичный, а содержащий даже небольшую долю примесей азота и кислорода - хрупкий и ломкий. Хром технической чистоты легко раскалывается и истирается в порошок.

Основные константы хрома приведены в таблице ниже.

Таблица 1. Физические свойства и плотность хрома.

Распространенность хрома в природе

Краткая характеристика химических свойств и плотность хрома

При умеренных температурах хром устойчив на воздухе: хромированные изделия не тускнеют, так как тонкая и прозрачная пленка оксида надежно защищает их от окисления.

Хром легко растворяется в соляной кислоте (без доступа воздуха) с образование сине-голубых растворов солей хрома (II):

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 .

С кислотами-окислителями - концентрированной серной и азотной - при комнатной температуре хром не взаимодействует. Не растворяется он и в царской водке. Интересно, что очень чистый хром не реагирует даже с разбавленной серной кислотой, хотя причина этого до сих пор не установлена. При выдерживании в концентрированной азотной кислоте хром пассивируется, т.е. утрачивает способность взаимодействовать с разбавленными кислотами.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Задание	Оксид хрома (VI) массой 2 г растворили в воде массой 500 г. Рассчитайте массовую долю хромовой кислоты H 2 CrO 4 в полученном растворе.
Решение	Запишем уравнение реакции получения хромовой кислоты из оксида хрома (VI): CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4 . Найдем массу раствора: m solution = m(CrO 3) + m (H 2 O) = 2 + 500 = 502 г. n (CrO 3) = m (CrO 3) / M (CrO 3); n (CrO 3) = 2 / 100 = 0,02 моль. Согласно уравнению реакции n(CrO 3) :n(H 2 CrO 4) = 1:1, значит, n(CrO 3) = n(H 2 CrO 4) = 0,02 моль. Тогда масса хромовой кислоты будет равна (молярная масса - 118 г/моль): m (H 2 CrO 4) = n (H 2 CrO 4) × M (H 2 CrO 4); m (H 2 CrO 4) = 0,02 × 118 = 2,36 г. Массовая доля хромовой кислоты в растворе составляет: ω = m solute / m solution × 100%; ω (H 2 CrO 4)=m solute (H 2 CrO 4)/ m solution × 100%; ω (H 2 CrO 4)= 2,36 / 502 × 100% = 0,47 %.
Ответ	Массовая доля хромовой кислоты равна 0,47 %.

Хром

Историческая справка

Металлический хром получают восстановлением его из оксида с помощью алюминия (алюминотермия):

С этой целью используют хромистый железняк. Вначале его сплавляют с содой в присутствии кислорода, и далее образующий хромат натрия восстанавливают углеродом до оксида хрома:

Свойства хрома и его соединений. Хром - белый, с сероватым оттенком блестящий металл, имеющий большую твердость и упругость. При комнатной температуре стоек к воде и воздуху.

В химическом отношении хром как металл является восстановителем. В зависимости от условий реакции он может проявлять переменную степень окисления; устойчивыми являются состояния +2, +3, +6.

При нормальных условиях хром устойчив к кислороду, взаимодействие с которым протекает лишь при нагревании. В этих же условиях хром реагирует и с хлором, серой, азотом, кремнием. Например:

Обычно на поверхности хрома содержится плотный слой оксида Сг 2 0 3 , защищающий металл от дальнейшего окисления. Такая пассивированная поверхность и является причиной того, что при обычных температурах не происходит взаимодействия хрома с азотной кислотой и царской водкой.

С разбавленными соляной и серной кислотами хром реагирует с выделением водорода и образованием солей Сг(П), которые, быстро окисляясь, переходят в соли Сг(Ш):

Соединения хрома чаще всего имеют следующее пространственное строение:

С кислородом хром образует ряд оксидов, которые в зависимости от степени окисления металла проявляют основные, амфотерные или кислотные свойства.

Оксид хрома(П) СгО обладает основными свойствами. При взаимодействии с НС1 образует СгС1 2 .

Под действием водорода СгО восстанавливается до металлического хрома, при нагревании под действием кислорода воздуха переходит в Сг 2 0 3 .

Оксиду СгО соответствует гидроксид Сг(ОН)., образующийся из СгС1 2:

Сг(ОН) 2 - вещество желтого цвета. Имеет основный характер и в реакциях с кислотами образует соответствующие соли Сг(П).

Ион Сг 2+ является настолько сильным восстановителем, что способен вытеснять водород из воды:

Кислородом воздуха Сг(П) легко окисляется, поэтому раствор СгС1:! , например, можно применять для поглощения кислорода:

Водные растворы соединений Сг(П) имеют голубой цвет.

Оксид хрома(Ш) Сг 2 0 3 относится к амфотерным оксидам.

Его получают прокаливанием оксида хрома(У1), или разложением дихромата аммония, или термическим разложением гидроксида хрома(Ш):

Гидроксид хрома(Ш) Cr(OH) ;j получается при действии щелочей на соли хрома; при этом Сг(ОН) 3 выделяется в виде осадка синевато-серого цвета:

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

Мета- или ортохромиты, являющиеся солями соответствующих кислот - НСг0 2 (метахромистая) и Н 3 Сг0 3 (ортохромистая), образуются при сплавлении оксида хрома(Ш) со щелочами или с содой:

Следовательно, Сг(ОН) 3 следует рассматривать как амфотерный гидроксид:

Под действием сильных окислителей в щелочной среде соединения хро- ма(Ш) переходят в соединения хрома(У1) - хроматы:

Для иона Сг 3 * характерны многочисленные комплексные соединения, в которых, за редким исключением, проявляется координационное число 6. Основной признак этих комплексных соединений - их кинетическая устойчивость в водных растворах.

Гексааква-ион [Сг(Н 2 0) 6 ] 3+ сине-фиолетового цвета входит в состав многих кристаллогидратов: CrCl 3 -6H 2 0, KCr(S0 4) 2 -12Н 2 0 и т.д. Получение этого катионного комплекса можно выразить следующим уравнением:

Состав катионных комплексов Сг(Ш) может изменяться в зависимости от pH, температуры и концентрации, в связи с чем их окраска изменяется от фиолетовой до зеленой. По мере замещения молекул Н 2 0 в комплексном катионе, например, на хлор могут образоваться различные изомерные формы СгС1 3 6Н 2 0:

Наиболее многочисленными являются комплексы с аминами в качестве лигандов. Среди них обнаружены соединения со всевозможными типами изомерии. Кроме моноядерных комплексов, например 2+ , могут существовать и полиядерные, в которых два и более атомов металла связаны с помощью гидроксильных мостиков.

Анионные комплексы - хроматы - разнообразны по своему составу и могут быть получены с помощью следующих реакций:

Окраска анионных комплексов зависит от природы лиганда: 3_ - изумрудно-зеленого цвета, [СгС1 6 ] 3_ - розово-красного, a 3_ - желтого.

Анионный комплекс [Сг(ОН) 6 ] :1 “ образует многочисленные соли - гид- роксохроматы, устойчивые в твердом состоянии, а в растворах - лишь в сильнощелочной среде.

Безводные соединения Сг(Ш) по структуре и свойствам отличаются от кристаллогидратов. Так, безводная соль СгС1 3 имеет полимерную слоистую структуру, тогда как СгС1 3 -6Н 2 0 - островную структуру. СгС1 3 в отличие от СгС1 3 -6Н 2 0 в воде растворяется очень медленно. Соединения Сг(ПТ) в водных растворах обычно гидролизуются, и на первой стадии этого процесса идет образование комплексного иона [Сг(Н 2 0)0Н| 3+ :

В дальнейшем может происходить полимеризация этих комплексов. Сульфид Cr 2 S 3 и карбонат Сг 2 (С0 3) 3 характеризуются еще большей неустойчивостью. Так, Cr 2 S 3 и Сг 2 (С0 3) 3 нельзя получить из водного раствора путем обменных реакций, ибо эти соединения вследствие большей растворимости по сравнению с Сг(ОН) 3 полностью гидролизуются:

Оксид хрома(У1) Сг0 3 представляет собой кристаллическое вещество темно-красного цвета. Он получается действием концентрированной H 2 S0 4 на дихроматы:

Сг0 3 имеет цепочечную структуру, образованную тетраэдрами Сг0 4 .

Сг0 3 - типичный кислотный оксид. Он легко растворяется в воде с образованием раствора хромовой кислоты Н 2 Сг0 4 и двухромовой кислоты 11 2 Сг 2 0 7 , между которыми устанавливается равновесие:

С увеличением разведения равновесие сдвигается в сторону образования НСг0 4

В щелочных растворах при pH > 7 Сг0 3 образует тетраэдрический хромат-ион Сг() 4 желтого цвета. В интервале pH от 2 до 6 существуют в равновесии ион НСг0 4 и оранжево-красный дихромат-ион Сг 2 0| .

В щелочной среде протекают такие процессы:

Положение равновесия зависит не только от pH, но и от характера катионов, которые могут образовать нерастворимые хроматы (катионы Ва 2+ , РЬ 2+ и Ag* образуют хроматы).

Таким образом, добавление кислот смещает равновесие влево, а прибавление щелочей - вправо:

На этом основано получение хроматов из дихроматов, и наоборот:

Соединения Cr(VI) являются окислителями. В кислой среде дихромат- ион Сг 2 0 2 проявляет сильные окислительные свойства, восстанавливаясь до Сг(Ш):

Высокая окислительная активность Cr(VI) проявляется в реакции взаимодействия К 2 Сг 2 0 7 с концентрированной НС1 при нагревании:

Эта реакция удобна для получения хлора в небольших количествах. При прекращении нагревания прекращается и выделение хлора. Действием очень сильных восстановителей производные Cr(VI) могут быть восстановлены в нейтральной и слабощелочной средах. Например, взаимодействие с (NH^S протекает при нагревании:

Необходимо отметить, что окислительные свойства Cr(VI) в щелочной среде выражены значительно слабее, чем в кислой. Таким образом, в кислых и щелочных растворах соединения Сг(Ш) и Cr(VI) существуют в разных формах: в кислой среде преобладают ионы Сг 3+ или Сг 7 0 2- , а в щелочной - ионы |Сг(ОН) (.| 3 или СЮ 2 , в связи с чем взаимопревращение соединений Сг(Ш) в Cr(VI) и наоборот протекает в зависимости от реакции среды:

в кислой среде

в щелочной среде

Из этого следует, что в кислой среде выражены окислительные свойства Cr(VI), а в щелочной среде - восстановительные свойства Сг(Ш):

Хромовая кислота Н 2 Сг0 4 значительно слабее дихромовой кислоты. Так, для Н 2 СгО, К, = 3 10 7 , а для Н 2 Сг 2 0 7 К, = 2 10" 2 .

Н 2 Сг 2 0 7 - простейший представитель изополикислот хрома, отвечающих общей формуле яЭ0 3 *тН 2 0 (где п > т) и известных в виде солей иолихроматов. Так, кроме оранжево-красных дихроматов (т = 1, п = 2) получены темно-красные трихроматы (т = 1, п = 3) и коричнево-красные тс- трахроматы (w = 1, п = 4).

Полихроматы образуются при действии кислот на хроматы:

При действии щелочей на растворы иолихроматов происходит обратный процесс с образованием в конечном итоге хроматов.

Больших серий поликислот и полианионов Cr(VI) не образует, что объясняется размерами иона и его тенденцией к образованию кратных связей Сг=0.

Для хрома характерно образование нероксидных соединений при взаимодействии с Н 2 0 2:

Кроме синего оксид-дипероксида хрома(У1) СгО- хром образует соли пероксокислот H 2 Cr 2 0 12 ,11 2 Сг 2 0 8 и Н 2 Сг0 6 следующей структуры (рис. 6.1).

Рис. 6.1. Структура пентаиероксодихромовой кислоты H,Cr 2 O l2

Кислота Н 2 Сг 2 0 |2 образует соли, окрашенные в синий цвет, а П,Сг,0 8 - в красный.

Пероксидные соединения хрома устойчивы в эфирном растворе, в водных растворах они нестойки и легко разлагаются с выделением О., и образованием ионов СгОф (в щелочной среде) или соединений Сг(111) (в кислой). Предполагается, что устойчивость оксид-динероксида хрома(У1) Сг0 5 в эфире обусловлена образованием комплекса, имеющего форму псн- тагональной пирамиды с атомом кислорода в вершине (рис. 6.2).

Рис. 6.2. Структура оксид-дипероксида хрома(У1) Сг0 3 в эфире, где L - молекула эфира или воды

Этот комплекс может быть получен обработкой раствора дихромата пероксидом водорода в кислой среде:

По окрашиванию эфирного слоя в синий цвет можно судить об образовании пероксокомплекса. Эта реакция очень чувствительна и специфична и поэтому широко используется в аналитической химии для обнаружения дихромат-иона.

Качественные реакции на хромат-ион (Сг0 4 ~)

Техническое применение хрома общеизвестно: в качестве легирующей добавки хром широко используется для получения высокопрочных сталей, никелевых и медных сплавов. Хроматы и дихроматы широко используются в кожевенной, текстильной, лакокрасочной и фармацевтической промышленности. Хромат свинца РЬСг0 4 под названием желтый крон применяется для изготовления красок. Дихроматы К 2 Сг 2 0 7 и Na 2 Cr 2 0 7 -2H 2 0, известные под названием хромпиков, применяются в аналитической химии.

Смесь равных объемов насыщенного на холоду раствора К 2 Сг 2 0 7 и концентрированной H 2 S0 1 называется хромовой смесью и применяется для энергичного окисления.

Все соединения хрома очень ядовиты!