Открытие хрома относится к периоду бурного развития химико-аналитических исследований солей и минералов. В России химики проявляли особый интерес к анализу минералов, найденных в Сибири и почти неизвестных в Западной Европе. Одним из таких минералов была сибирская красная свинцовая руда (крокоит), описанная еще Ломоносовым. Минерал исследовался, но ничего, кроме окислов свинца, железа и алюминия в нем не было найдено. Однако в 1797 году Вокелен, прокипятив тонко измельченный образец минерала с поташом и осадив карбонат свинца, получил раствор, окрашенный в оранжево – красный цвет. Из этого раствора он выкристаллизовал рубиново-красную соль, из которой выделили окисел и свободный металл, отличный от всех известных металлов. Вокелен назвал его Хром ( Chrome ) от греческого слова - окраска, цвет; правда здесь имелось в виду свойство не металла, а его ярко окрашенных солей .

Нахождение в природе.

Важнейшей рудой хрома, имеющей практическое значение, является хромит, приблизительный состав которого отвечает формуле FeCrO 4.

Он встречается в Малой Азии, на Урале, в Северной Америке, на юге Африки. Техническое значение имеет также вышеназванный минерал крокоит – PbCrO 4 . В природе встречаются также оксид хрома (3) и некоторые другие его соединения. В земной коре содержание хрома в пересчете на металл составляет 0,03%. Хром обнаружен на Солнце, звездах, метеоритах.

Физические свойства .

Хром – белый, твердый и хрупкий металл, исключительно химически стойкий к воздействию кислот и щелочей. На воздухе он окисляется, имеет на поверхности тонкую прозрачную пленку оксида. Хром имеет плотность 7,1 г/см 3 , его температура плавления составляет +1875 0 С.

Получение.

При сильном нагреве хромистого железняка с углем происходит восстановление хрома и железа:

FeO * Cr 2 O 3 + 4C = 2Cr + Fe + 4CO

В результате этой реакции образуется сплав хрома с железом, отличающийся высокой прочностью. Для получения чистого хрома, его восстанавливают из оксида хрома(3) алюминием:

Cr 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Cr

В данном процессе обычно используют два оксида – Cr 2 O 3 и CrO 3

Химические свойства.

Благодаря тонкой защитной пленке оксида, покрывающей поверхность хрома, он весьма устойчив к воздействию агрессивных кислот и щелочей. Хром не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотами, а также с фосфорной кислотой. Со щелочами хром вступает во взаимодействие при t = 600-700 о C. Однако хром взаимодействует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя водород:

2Cr + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2
2Cr + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2

При высокой температуре хром горит в кислороде, образуя оксид(III).

Раскаленный хром реагирует с парами воды:

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

Хром при высокой температуре реагирует также с галогенами, галоген - водородами, серой, азотом, фосфором, углем, кремнием, бором, например:

Cr + 2HF = CrF 2 + H 2
2Cr + N2 = 2CrN
2Cr + 3S = Cr 2 S 3
Cr + Si = CrSi

Вышеуказанные физические и химические свойства хрома нашли свое применение в различных областях науки и техники. Так, например, хром и его сплавы используются для получения высокопрочных, коррозионно-стойких покрытий в машиностроении. Сплавы в виде феррохрома используются в качестве металлорежущих инструментов. Хромированные сплавы нашли применение в медицинской технике, при изготовлении химического технологического оборудования.

Положение хрома в периодической системе химических элементов:

Хром возглавляет побочную подгруппу VI группы периодической системы элементов. Его электронная формула следующая:

24 Cr IS 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 5 4S 1

В заполнении орбиталей электронами у атома хрома нарушается закономерность, согласно которой сначала должна была бы заполнятся 4S – орбиталь до состояния 4S 2 . Однако, вследствие того, что 3d – орбиталь занимает в атоме хрома более выгодное энергетическое положение, происходит ее заполнение до значения 4d 5 . Такое явление наблюдается у атомов некоторых других элементов побочных подгрупп. Хром может проявлять степени окисления от +1 до +6. Наиболее устойчивыми являются cоединения хрома со степенями окисления +2, +3, +6.

Соединения двухвалентного хрома.

Оксид хрома (II) CrO – пирофорный черный порошок (пирофорность – способность в тонкораздробленном состоянии воспламенятся на воздухе). CrO растворяется в разбавленной соляной кислоте:

CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O

На воздухе при нагревании свыше 100 0 С CrO превращается в Cr 2 O 3 .

Соли двухвалентного хрома образуются при растворении металлического хрома в кислотах. Эти реакции проходят в атмосфере малоактивного газа (например H 2), т.к. в присутствии воздуха легко происходит окисление Cr(II) до Cr(III).

Гидроксид хрома получают в виде желтого осадка при действии раствора щелочи на хлорид хрома (II):

CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl

Cr(OH) 2 обладает основными свойствами, является восстановителем. Гидратированный ион Cr2+ окрашен в бледно – голубой цвет. Водный раствор CrCl 2 имеет синюю окраску. На воздухе в водных растворах соединения Cr(II) переходят в соединения Cr(III). Особенно это ярко выражается у гидроксида Cr(II):

4Cr(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Cr(OH) 3

Соединения трехвалентного хрома.

Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 – тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду. В лаборатории его можно получить нагреванием дихромата аммония:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2

Cr 2 O 3 – амфотерный оксид, при сплавлении со щелочами образует хромиты: Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Гидроксид хрома также является амфотерным соединением:

Cr(OH) 3 + HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
Cr(OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O

Безводный CrCl 3 имеет вид листочков темно-фиолетового цвета, совершенно нерастворим в холодной воде, при кипячении он растворяется очень медленно. Безводный сульфат хрома (III) Cr 2 (SO 4) 3 розового цвета, также плохо растворим в воде. В присутствии восстановителей образует фиолетовый сульфат хрома Cr 2 (SO 4) 3 *18H 2 O. Известны также зеленые гидраты сульфата хрома, содержащие меньшее количество воды. Хромовые квасцы KCr(SO 4) 2 *12H 2 O выкристаллизовываются из растворов, содержащих фиолетовый сульфат хрома и сульфат калия. Раствор хромовых квасцов при нагревании становится зеленым благодаря образованию сульфатов.

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.

1. 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 400 0 С 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 K 2 CrO 4 и зеленый Cr 2 O 3 .
2. Растворим 3г порошкообразного бихромата калия в 50мл воды. К одной части добавим немного карбоната калия. Он растворится с выделением CO 2 , 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.
3. 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 Cl 2 и H 2 O. Сам хромат превратится в зеленый хлорид трехвалентного хрома. Его можно выделить выпариванием раствора, а потом, сплавив с содой и селитрой, перевести в хромат.
4. При добавлении раствора нитрата свинца выпадает желтый хромат свинца; при взаимодействии с раствором нитрата серебра образуется красно – коричневый осадок хромата серебра.
5. 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.

1. К 3-4 каплям раствора хлорида хрома CrCl 3 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?
2. К 2-3 каплям р-ра CrCl 3 прибавьте равный объем 8М раствора NaOH и 3-4 капли 3% р-ра H 2 O 2 . Нагрейте реакционную смесь на водяной бане. Что при этом происходит? Какой осадок образуется, если полученный окрашеный раствор нейтрализовать, добавить к нему CH 3 COOH, а затем Pb(NO 3) 2 ?
3. Налейте в пробирку по 4-5 капель растворов сульфата хрома Cr 2 (SO 4) 3 , IMH 2 SO 4 и KMnO 4 . Нагрейте реакционную смест в течение нескольких минут на водяной бане. Обратите внимание на изменение окраски раствора. Чем оно вызвано?
4. К 3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K 2 Cr 2 O 7 прибавьте 2-3 капли раствора H 2 O 2 и перемешайте. Появляющиеся синее окрашивание раствора обусловлено возникновением надхромовой кислоты H 2 CrO 6:

Cr 2 O 7 2- + 4H 2 O 2 + 2H + = 2H 2 CrO 6 + 3H 2 O

Обратите внимание на на быстрое разложение H 2 CrO 6:

2H 2 CrO 6 + 8H+ = 2Cr 3+ + 3O 2 + 6H 2 O
синий цвет зеленый цвет

Надхромовая кислота значительно более устойчива в органических растворителях.

1. К 3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K 2 Cr 2 O 7 прибавьте 5 капель изоамилового спирта, 2-3 капли раствора H 2 O 2 и взболтайте реакционную смесь. Всплывающий на верх слой органического растворителя окрашен в ярко-синий цвет. Окраска исчезает очень медленно. Сравните устойчивость H 2 CrO 6 в органической и водных фазах.
2. При взаимодействии CrO 4 2- и ионами Ba 2+ выпадает желтый осадок хромата бария BaCrO 4 .
3. Нитрат серебра образует с ионами CrO 4 2- осадок хромата серебра кирпично-красного цвета.
4. Возьмите три пробирки. В одну из них поместите 5- 6 капель раствора K 2 Cr 2 O 7 , во вторую – такой же объем раствора K 2 CrO 4 , 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

1. Смесь CuSO 4 и K 2 Cr 2 O 7 при добавлении щелочи становится зеленой, а в присутствии кислоты становится желтой. Нагревая 2мг глицерина с небольшим количеством (NH 4) 2 Cr 2 O 7 с последующим добавлением спирта, после фильтрования получается ярко-зеленый раствор, который при добавлении кислоты становится желтым, а в нейтральной или щелочной среде становится зеленым.
2. Поместить в центр консервной банки с термитом «рубиновую смесь» - тщательно растертый и помещенный в алюминиевую фольгу Al 2 O 3 (4,75г) с добавкой Cr 2 O 3 (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.
3. 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.
4. Если смешать растворы сульфата меди и дихромата калия и добавить немного раствора аммиака, то выпадет аморфный коричневый осадок состава 4СuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O, 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.
5. Оставшийся после опытов «вулкан» или «фараоновы змеи» оксид хрома можно регенерировать. Для этого надо сплавить 8г Cr 2 O 3 и 2г Na 2 CO 3 и 2,5г KNO 3 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. Cr 2 O 7 2- -- Cr 2 O 3 -- CrO 2 - -- CrO 4 2- -- Cr 2 O 7 2-

a) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 Oб) Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
в) 2NaCrO 2 + 3Br 2 + 8NaOH = 6NaBr +2Na 2 CrO 4 + 4H 2 O
г) 2Na 2 CrO 4 + 2HCl = Na 2 Cr 2 O 7 + 2NaCl + H 2 O

2. Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- CrCl 3 -- Cr 2 O 7 2- -- CrO 4 2-

а) 2Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
б) Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
в) 2CrCl 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 O = K 2 Cr 2 O 7 + 2Mn(OH) 2 + 6HCl
г) K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O

3. CrO -- Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- Cr(NO 3) 3 -- Cr 2 O 3 -- CrO - 2
Cr 2+

а) CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
б) CrO + H 2 O = Cr(OH) 2
в) Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
г) Cr(OH) 3 + 3HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
д) 4Сr(NO 3) 3 = 2Cr 2 O 3 + 12NO 2 + O 2
е) Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

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 – 1450 0 С. 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), Si 4 O 10 (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 Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, где часть воды химически связана, а часть адсорбирована. Этот пигмент придает краске изумрудный оттенок.

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

] молекуле CrO приписаны многочисленные R-оттененные полосы, наблюдавшиеся в диапазоне 4800 – 7100Å в спектре испускания электрической дуги на воздухе при помещении в нее металлического хрома или соли Cr 2 Cl 6 . Колебательный анализ показал, что полосы принадлежат одной системе (электронному переходу) с 0-0 полосой около 6000Å, определены колебательные константы верхнего и нижнего электронных состояний. К «оранжевой» системе отнесены также полосы в интервале 7100 – 8400Å, измеренные в [ 32FER ]. В работе [ 55NIN ] проведен частичный анализ вращательной структуры полос, на основании которого установлен тип электронного перехода 5 Π - 5 Π. В справочнике [ 84ХЬЮ/ГЕР ] нижнее состояние системы обозначено как основное состояние молекулы X 5 Π.

Полный вращательный анализ пяти полос системы (2-0, 1-0, 0-0, 0-1 и 0-2) выполнен в работе [ 80HOC/MER ]. Полосы зарегистрированы с высоким разрешением в спектре испускания разряда и в спектре лазерного возбуждения молекул CrO в потоке инертного газа-носителя. Нижнее состояние системы подтверждено как основное состояние молекулы (спектр лазерного возбуждения получен при температуре газа-носителя чуть ниже комнатной).

Еще одна более слабая система полос CrO обнаружена в спектре испускания разряда в ближней инфракрасной области [ 84CHE/ZYR ]. Спектр получен с помощью Фурье-спектрометра. Вращательный анализ 0-0 полосы, расположенной около 8000 см ‑1 , показал, что система принадлежит переходу 5 Σ - X 5 Π.

Третья система полос CrO, с центром около 11800 см ‑1 , обнаружена в спектре хемилюминесценции при реакции атомов хрома с озоном [ 89DEV/GOL ]. Полосы этой системы отмечены также в атласе [ 57GAT/JUN ]. В [ 93BAR/HAJ ] полосы 0-0 и 1-1 получены с высоким разрешением в спектре лазерного возбуждения. Проведен вращательный анализ, который показал, что система образована переходом 5 Δ - X 5 Π.

В спектре хемилюминесценции [ 89DEV/GOL ] обнаружена система полос в районе 4510Å (ν 00 = 22163 см ‑1), проведен колебательный анализ. Система принадлежит, вероятно, электронному переходу с переносом заряда, т.к. колебательный интервал в верхнем состоянии намного меньше колебательных интервалов в других состояниях CrO. Предварительно электронный переход обозначен как C 5 Π - X 5 Π.

Фотоэлектронные спектры аниона CrO - получены в работах [ 96WEN/GUN ] и [ 2001GUT/JEN ]. Наиболее полная и надежная интерпретация спектров, основанная на MRCI расчете аниона и молекулы, представлена в работе [ 2002BAU/GUT ]. Согласно расчету анион имеет основное состояние X 4 Π и первое возбужденное состояние 6 Σ + . В спектрах наблюдаются одноэлектронные переходы из этих состояний в основное и 5 возбужденных состояний нейтральной молекулы: X 5 Π ← 6 Σ + (1.12 эВ), X 5 Π ← X 4 Π (1.22 эВ), 3 Σ – ← X 4 Π (1.82 эВ), 5 Σ + ← 6 Σ + (2.13 эВ), 3 Π ← X 4 Π (2.28 эВ), 5 Δ ← 6 Σ + (2.64 эВ), 3 Φ ← X 4 Π (3.03 эВ). Энергии квинтетных состояний CrO согласуются с данными оптических спектров. Триплетные состояния 3 Σ – (0.6 эВ), 3 Π (1.06 эВ) и 3 Φ (1.81 эВ) в оптических спектрах не наблюдались.

Квантово-механические расчеты CrO выполнены в работах [ 82GRO/WAH, 84HUZ/KLO, 85BAU/NEL, 85NEL/BAU, 87AND/GRI, 87DOL/WED, 88JAS/STE, 89STE/NAC, 95BAU/MAI, 96BAK/STI, 2000BRI/ROT, 2000GUT/RAO, 2001GUT/JEN, 2002BAU/GUT, 2003GUT/AND, 2003DAI/DEN, 2006FUR/PER, 2007JEN/ROO, 2007WAG/MIT ]. В расчете [ 85BAU/NEL ] показано и подтверждено в последующих расчетах, что основным состоянием молекулы является 5 Π. Энергии возбужденных состояний приведены прямо или косвенно (в виде энергии диссоциации или сродства к электрону) в работах [ 85BAU/NEL, 85NEL/BAU, 96BAK/STI, 2000BRI/ROT, 2001GUT/JEN, 2002BAU/GUT, 2003DAI/DEN ].

В расчет термодинамических функций были включены: а) нижняя компонента Ω = -1 состояния X 5 Π, как основное состояние; б) остальные Ω-компоненты X 5 Π, как отдельные возбужденные состояния; в) возбужденные состояния, энергии которых определены экспериментально или рассчитаны; г) синтетические состояния, которые учитывают все прочие состояния молекулы с оцененной энергией до 40000 см -1 .

Равновесные константы для состояния X 5 Π CrO получены в [ 80HOC/MER ]. Они приведены в таблице Cr.Д1 , как константы для нижней компоненты X 5 Π –1 , хотя относятся ко всему состоянию в целом. Различия в значениях ω e для компонент состояния X 5 Π незначительны и учтены в погрешности ± 1 см -1 .

Энергии возбужденных состояний приведены согласно спектроскопическим данным [ 84CHE/ZYR ] (5 Π 0 , 5 Π 1 , 5 Π 2 , 5 Π 3 , A 5 Σ +), [ 93BAR/HAJ ] (A΄ 5 Δ), [ 80HOC/MER ] (B 5 Π), [ 89DEV/GOL ] (C 5 Π); интерпретации фотоэлектронных спектров [ 2002BAU/GUT ] (3 Σ - , 3 Π, 3 Φ); согласно расчетам [ 2002BAU/GUT ] (5 Σ – , 3 Δ) и [ 2003DAI/DEN ] (3 Σ).

Колебательные и вращательные константы возбужденных состояний CrO в расчетах термодинамических функций не использовались и приведены в таблице Cr.Д1 для справки. Для состояний A 6 Σ + , A΄ 5 Δ, B 5 Π, C (5 Π) приведены спектроскопические константы по данным работ [ 84CHE/ZYR, 93BAR/HAJ, 80HOC/MER, 89DEV/GOL ], соответственно. Для состояний 3 Σ - , 3 Π, 3 Φ приведены значения ω e , полученные из фотоэлектронного спектра аниона в работе [ 96WEN/GUN ]. Значения ω e для состояний 5 Σ - , 3 Δ и r e для 3 Σ - , 3 Π, 3 Φ, 5 Σ - , 3 Δ приведены согласно результатам MRCI расчета [ 2002BAU/GUT ].

Статистические веса синтетических состояний оценены с использованием ионной модели. Наблюдавшиеся и рассчитанные состояния CrO отнесены к трем ионным конфигурациям: Cr 2+ (3d 4)O 2- , Cr 2+ (3d 3 4s)O 2- и Cr + (3d 5)O - . Энергии других состояний этих конфигураций оценены с использованием данных [ 71MOO ] о положении термов однозарядного и двухзарядного ионов хрома. Использованы также оценки [ 2001GUT/JEN ] для энергий состояний 7 Π, 7 Σ + конфигурации Cr + (3d 5)O - .

Термодинамические функции CrO(г) были вычислены по уравнениям (1.3) - (1.6) , (1.9) , (1.10) , (1.93) - (1.95) . Значения Q вн и ее производных рассчитывались по уравнениям (1.90) - (1.92) с учетом девятнадцати возбужденных состояний в предположении, что Q кол.вр (i ) = (p i /p X)Q кол.вр (X ) . Колебательно-вращательная статистическая сумма состояния X 5 Π -1 и ее производные вычислялись по уравнениям (1.70) - (1.75) непосредственным суммированием по колебательным уровням и интегрированием по вращательным уровням энергии с помощью уравнения типа (1.82) . В расчетах учитывались все уровни энергии со значениями J < J max,v , где J max,v находилось из условий (1.81) . Колебательно-вращательные уровни состояния X 5 Π -1 вычислялись по уравнениям (1.65) , значения коэффициентов Y kl в этих уравнениях были рассчитаны по соотношениям (1.66) для изотопической модификации, соответствующей естественной смеси изотопов хрома и кислорода из молекулярных постоянных 52 Cr 16 O, приведенных в таблице Cr.Д1 . Значения коэффициентов Y kl , а также величины v max и J lim приведены в табл.Cr.Д2 .

При комнатной температуре получены следующие значения:

C p o (298.15 К) = 32.645 ± 0.26 Дж× К ‑1 × моль ‑1

S o (298.15 К) = 238.481 ± 0.023 Дж× К ‑1 × моль ‑1

H o (298.15 К)-H o (0) = 9.850 ± 0.004 кДж× моль ‑1

Основной вклад в погрешность рассчитанных термодинамических функций CrO(г) при температурах 298.15 и 1000 K дает метод расчета. При 3000 и 6000 K погрешность обусловлена главным образом неопределенностью энергий возбужденных электронных состояний. Погрешности в значениях Φº(T ) при T = 298.15, 1000, 3000 и 6000 K оцениваются в 0.02, 0.04, 0.2 и 0.4 Дж× K ‑1 × моль ‑1 , соответственно.

Ранее термодинамические функции CrO(г) вычислялись для таблиц JANAF [ 85CHA/DAV ], Шнейдером [ 74SCH ] (T = 1000 – 9000 K), Брюэром и Розенблатом [ 69BRE/ROS ] (значения Φº(T ) для T ≤ 3000 K). Расхождения таблиц JANAF и табл. CrO при низких температурах обусловлены тем, что авторы [ 85CHA/DAV ] не могли учесть мультиплетное расщепление состояния X 5 Π; расхождение в значениях Φº(298.15) составляет 4.2 Дж× K ‑1 × моль ‑1 . В области 1000 – 3000 K расхождения в значениях Φº(T ) не превышают 1.5 Дж× K ‑1 × моль ‑1 , но к 6000 K достигают 3.1 Дж× K ‑1 × моль ‑1 из-за того, что в [

Среди многообразия химических элементов и их соединений сложно выделить наиболее полезное для человечества вещество. Каждое уникально по своим свойствам и возможностям применения. Технический прогресс значительно облегчает исследовательский процесс, но и ставит перед ним новые задачи. Химические элементы, открытые несколько сотен лет назад и изученные во всех проявлениях, получают в современном мире более технологичные направления использования. Данная тенденция распространяется на соединения, существующие в природе и созданные людьми.

Оксид

В земной коре и на просторах Вселенной существует множество химических соединений, которые отличаются по классам, типам, характеристикам. Одним из самых распространенных видов соединений является оксид (окись, окисел). К нему относят песок, воду, углекислый газ, т. е. основополагающие вещества для существования человечества и всей биосферы Земли. Оксидами называют вещества, которые имеют в составе атомы кислорода со степенью окисления -2, при этом связь между элементами является бинарной. Их образование происходит в результате химической реакции, условия которой разнятся в зависимости от состава оксида.

Характерными признаками данного вещества являются три позиции: вещество сложное, состоит из двух атомов, один из них - кислород. Большое количество существующих оксидов объясняется тем, что многие химические элементы образуют несколько веществ. Они идентичны по составу, но атом, вступающий в реакцию с кислородом, проявляет несколько степеней валентности. Например, оксид хрома (2, 3, 4, 6), азота (1, 2, 3, 4 ,5) и т. д. При этом их свойства зависят от степени валентности элемента, вступающего в окислительную реакцию.

По принятой классификации оксиды бывают основными и кислотными. Также выделяется амфотерный вид, который проявляет свойства основного окисла. Кислотные оксиды - это соединения неметаллов или элементов с высокой валентностью, их гидратами являются кислоты. К основным окислам относят все вещества, имеющие связь кислород + металл, их гидратами являются основания.

Хром

В 18 веке химик И. Г. Леман обнаружил неизвестный минерал, который был назван красным сибирским свинцом. Профессор Парижской минералогической школы Вокелен провел ряд химических реакций с полученным образцом, в результате которых был выделен неизвестный металл. Основными свойствами, обозначенными ученым, стали его устойчивость к кислотным средам и тугоплавкость (жаропрочность). Название "хром" (Chromium) возникло из-за широкой цветовой гаммы, которая характеризуется соединениям элемента. Металл достаточно инертен, в чистом виде не встречается в природных условиях.

Основными минералами, содержащими хром, являются: хромит (FeCr 2 O 4), меланохроит, вокеленит, дитцеит, тарапакаит. Химический элемент Cr располагается в 6 группе периодической системы Д. И. Менделеева, имеет атомный номер 24. Электронная конфигурация атома хрома позволяет элементу иметь валентность +2, +3, +6, при этом наиболее устойчивыми являются соединения трехвалентного металла. Возможны реакции, при которых степень окисления равна +1, +5, +4. Хром химически не активен, поверхность металла покрывается пленкой (эффект пассивирования), предотвращающей реакции с кислородом и водой при нормальных условиях. Оксид хрома, образующийся на поверхности, предохраняет металл от взаимодействия с кислотами и галогенами при отсутствии катализаторов. Соединения с простыми веществами (не металлами) возможны при температуре от 300 о С (хлор, бром, сера).

При взаимодействии со сложными веществами требуются дополнительные условия, например, с раствором щелочи реакция не происходит, с ее расплавами процесс происходит очень медленно. С кислотами хром вступает в реакцию при наличии в качестве катализатора высокой температуры. Оксид хрома можно получить из различных минералов путем воздействия температуры. В зависимости от будущей степени окисления элемента применяются концентрированные кислоты. При этом валентность хрома в соединении варьируется от +2 до +6 (высший оксид хрома).

Применение

За счет уникальных антикоррозийных свойств и жаропрочности большое практическое значение имеют сплавы на основе хрома. При этом в процентном соотношении его доля не должна превышать половины общего объема. Большим недостатком хрома является его хрупкость, что уменьшает возможности обработки сплавов. Наиболее распространенным способом применения металла является изготовление покрытий (хромирование). Защитная пленка может составлять слой в 0,005 мм, но она будет надежно предохранять металлическое изделие от коррозии и внешних воздействий. Соединения хрома используются для изготовления жаропрочных конструкций в металлургической промышленности (плавильные печи). Антикоррозийные покрытия декоративного направления (металлокерамика), специальная легированная сталь, электроды для сварочных аппаратов, сплавы на основе кремния, алюминия являются востребованными на мировых рынках. Оксид хрома за счет низкой возможности окисления и высокой жаропрочности служит катализатором многих химических реакций, протекающих при высоких температурах (1000 о С).

Двухвалентные соединения

Оксид хрома (2) CrO (закись) является порошком ярко-красного или черного цвета. В воде нерастворим, при нормальных условиях не окисляется, проявляет ярко выраженные основные свойства. Вещество твердое, тугоплавкое (1550 о С), не является токсичным. В процессе нагревания до 100 о С окисляется до Cr 2 O 3 . В слабых растворах азотной и серной кислот не растворяется, реакция происходит с хлороводородной кислотой.

Получение, применение

Данное вещество считается низшим оксидом. Имеет достаточно узкую сферу применения. В химической промышленности оксид хрома 2 используется для очистки углеводородов от кислорода, который он притягивает в процессе окисления при температуре свыше 100 о С. Получить закись двухвалентного хрома можно тремя способами:

1. Разложением карбонила Cr(CO) 6 при наличии в качестве катализатора высокой температуры.
2. Восстанавливая при помощи фосфорной кислоты оксид хрома 3.
3. Амальгама хрома окисляется кислородом или азотной кислотой.

Трехвалентные соединения

Для оксидов хрома степень окисления +3 является самой устойчивой формой вещества. Cr 2 O 3 (хромовая зелень, сесквиоксид, эсколаид) в химическом отношении инертен, нерастворим в воде, имеет высокую температуру плавления (более 2000 о С). Оксид хрома 3 - зеленый тугоплавкий порошок, очень твердый, имеет амфотерные свойства. Вещество растворимо в концентрированных кислотах, реакция со щелочами происходит в результате сплавления. Может восстанавливаться до чистого металла при взаимодействии с сильным восстановителем.

Получение и применение

За счет высокой твердости (сопоставимой с корундом) наиболее распространено использование вещества в абразивных и полирующих материалах. Оксид хрома (формула Cr 2 O 3) имеет зеленый цвет, поэтому его применяют в качестве пигмента при изготовлении стекол, красок, керамики. Для химической промышленности данное вещество используется как катализатор для протекания реакций с органическими соединениями (синтез аммиака). Трехвалентный оксид хрома применяется для создания искусственных драгоценных камней и шпинелей. Для получения используется несколько видов химических реакций:

1. Окисление закиси хрома.
2. Нагревание (прокаливанием) бихромата или хромата аммония.
3. Разложение гидроксида трехвалентного хрома или шестивалентного оксида.
4. Прокаливание хромата или бихромата ртути.

Шестивалентные соединения

Формула высшего оксида хрома - CrO 3 . Вещество фиолетового или темно-красного цвета, может существовать в виде кристаллов, игл, пластин. Химически активен, токсичен, при взаимодействии с органическими соединениями существует опасность самовозгорания и взрыва. Оксид хрома 6 - хромовый ангидрид, трёхокись хрома - хорошо растворим в воде, при нормальных условиях взаимодействует с воздухом (расплывается), температура плавления - 196 о С. Вещество имеет ярко выраженные кислотные характеристики. При химической реакции с водой образуется дихромовая или хромовая кислота, без дополнительных катализаторов взаимодействует со щелочами (хроматы желтого цвета). Для галогенов (йод, сера, фосфор) является сильным окислителем. В результате нагревания свыше 250 о С образуется свободный кислород и трехвалентный оксид хрома.

Как получают и где применяют

Оксид хрома 6 получают обработкой хроматов (бихроматов) натрия или калия концентрированной серной кислотой либо при реакции хромата серебра с хлороводородной кислотой. Высокая химическая активность вещества обуславливает основные направления его применения:

1. Получение чистого металла - хрома.
2. В процессе хромирования поверхностей, в том числе электролитическим способом.
3. Окисление спиртов (органических соединений) в химической промышленности.
4. В ракетной технике используется в качестве воспламенителя топлива.
5. В химических лабораториях очищает посуду от органических соединений.
6. Используется в пиротехнической отрасли.

Хром и его соединения активно используются в промышленном производстве, в частности, в металлургии, химической и огнеупорной промышленности.

Хром Cr - химический элемент VI группы периодической системы Менделеева, атомный номер 24, атомная масса 51,996, радиус атома 0,0125, радиусы ионов Cr2+ - 0,0084; Cr3+ - 0,0064; Cr4+ - 6,0056.

Хром проявляет степени окисления +2, +3, +6, соответственно имеет валентности II, III, VI.

Хром представляет собой твердый, пластичный, довольно тяжелый, ковкий металл серо-стального цвета.

Кипит при 2469 0 С, плавится при 1878± 22 0 С. Обладает всеми характерными свойствами металлов - хорошо проводит тепло, почти не оказывает сопротивления электрическому току, имеет блеск, присущий большинству металлов. И в то же время, устойчив к коррозии на воздухе и в воде.

Примеси кислорода, азота и углерода, даже в самых малых количествах, резко изменяют физические свойства хрома, например, делая его очень хрупким. Но, к сожалению, получить хром без этих примесей очень трудно.

Структура кристаллической решетки - объемноцентрированная кубическая. Особенностью хрома является резкое изменение его физических свойств при температуре около 37°С.

6. Виды соединений хрома.

Оксид хрома (II) CrO (основной) - сильный восстановитель, чрезвычайно неустойчив в присутствии влаги и кислорода. Практического значения не имеет.

Оксид хрома (III) Cr2O3 (амфотерный) устойчив на воздухе и в растворах.

Cr2O3 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + H2O

Cr2O3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O

Образуется при нагревании некоторых соединений хрома (VI), например:

4CrO3 2Cr2O3 + 3О2

(NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O

4Cr + 3O2 2Cr2O3

Оксид хрома (III) используется для восстановления металлического хрома невысокой чистоты с помощью алюминия (алюминотермия) или кремния (силикотермия):

Cr2O3 +2Al = Al2O3 +2Cr

2Cr2O3 + 3Si = 3SiO3 + 4Cr

Оксид хрома (VI) CrO3 (кислотный) - темно малиновые игольчатые кристаллы.

Получают действием избытка концентрированной H2SO4 на насыщенный водный раствор бихромата калия:

K2Cr2O7 + 2H2SO4 = 2CrO3 + 2KHSO4 + H2O

Оксид хрома (VI) - сильный окислитель, одно из самых токсичных соединений хрома.

При растворении CrO3 в воде образуется хромовая кислота H2CrO4

CrO3 + H2O = H2CrO4

Кислотный оксид хрома, реагируя со щелочами, образует желтые хроматы CrO42

CrO3 + 2KOH = K2CrO4 + H2O

2.Гидроксиды

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами, растворяясь как в

кислотах (ведет себя как основание),так и в щелочах (ведет себя как кислота):

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O

Cr(OH)3 + KOH = K

При прокаливании гидроксида хрома (III) образуется оксид хрома (III) Cr2O3.

Нерастворим в воде.

2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O

3.Кислоты

Кислоты хрома, отвечающие его степени окисления +6 и различающиеся соотношением числа молекул CrO3 и H2O, существуют только в виде растворов. При растворении кислотного оксида CrO3, образуется монохромовая кислота (просто хромовая) H2CrO4.

CrO3 + H2O = H2CrO4

Подкисление раствора или увеличение в нем CrO3 приводит к кислотам общей формулы nCrO3 H2O

при n=2, 3, 4 это, соответственно, ди, три, тетрохромовые кислоты.

Самая сильная из них - дихромовая, то есть H2Cr2O7. Хромовые кислоты и их соли- сильные окислители и ядовиты.

Различают два вида солей: хромиты и хроматы.

Хромитами с общей формулой RCrO2 называются соли хромистой кислоты HCrO2.

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 1545-1730 0 С.

Хромит имеет металлический блеск и почти нерастворим в кислотах.

Хроматы - соли хромовых кислот.

Соли монохромовой кислоты H2CrO4 называют монохроматами (хроматы) R2CrO4, соли дихромовой кислоты H2Cr2O7 дихроматы (бихроматы) - R2Cr2O7. Монохроматы обычно окрашены в желтый цвет. Они устойчивы только в щелочной среде, а при подкислении превращаются в оранжево-красные бихроматы:

2Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O

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 металл голубовато-белого цвета.

Химические свойства хрома

При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.

4Cr + 3O 2 – t° →2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 – t° → 2CrCl 3

2Cr + N 2 – t° → 2CrN

2Cr + 3S – t° → Cr 2 S 3

В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3H 2 O → Cr 2 O 3 + 3H 2

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H 2 SO 4)

В отсутствии воздуха образуются соли Cr 2+ , а на воздухе – соли Cr 3+ .

Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2 ­

2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2 ­

Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассив-ность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей.

Соединения хрома

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O

Соединения хрома (II) — сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl 2 + 2HCl → 2CrCl 3 + H 2 ­

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3

Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH) 3 – t° → Cr 2 O 3 + 3H 2 O

4K 2 Cr 2 O 7 – t° → 2Cr 2 O 3 + 4K 2 CrO 4 + 3O 2 ­

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 – t° → Cr 2 O 3 + N 2 ­+ 4H 2 O­ (реакция «вулканчик»)

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr 2 O 3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr 2 O 3 + 2NaOH → 2NaCrO 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaCrO 2 + CO 2 ­

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

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

Гидроксид хрома (III) С r (ОН) 3 . Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид СrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо-голубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака.

Обладает амфотерными свойствами — растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O Сr(ОН) 3 + ЗН + = Сr 3+ + 3H 2 O

Cr(OH) 3 + KOH → K , Сr(ОН) 3 + ЗОН — (конц.) = [Сr(ОН) 6 ] 3-

Cr(OH) 3 + KOH → KCrO 2 +2H 2 O Сr(ОН) 3 + МОН = МСrO 2(зел.) + 2Н 2 O (300-400 °С, М = Li, Na)

Сr(ОН) 3 →(120 o C – H 2 O ) СrO(ОН) →(430-1000 0 С – H 2 O ) Cr 2 O 3

2Сr(ОН) 3 + 4NаОН (конц.) + ЗН 2 O 2(конц.) =2Na 2 СrO 4 + 8Н 2 0

Получение : осаждение гидратом аммиака из раствора солей хрома(Ш):

Сr 3+ + 3(NH 3 Н 2 O) = С r (ОН) 3 ↓ + ЗNН 4+

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2Cr(OH) 3 ↓+ 3Na 2 SO 4 (в избытке щелочи — осадок растворяется)

Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия.

Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:

Zn + 2Cr +3 Cl 3 → 2Cr +2 Cl 2 + ZnCl 2

2Cr +3 Cl 3 + 16NaOH + 3Br 2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H 2 O + 2Na 2 Cr +6 O 4

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO 3 — ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия и H 2 SO 4 (конц.).

K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

CrO 3 — кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO 4 2- :

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr 2 O 7 2- :

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH → 2K 2 CrO 4 + H 2 O

Дихромат калия – окислитель в кислой среде:

К 2 Сr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3NaNO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3NaNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6KI = Cr 2 (SO 4) 3 + 3I 2 + 4K 2 SO 4 + 7H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6FeSO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

Хромат калия К 2 Cr О 4 . Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая окраска раствора отвечает иону СrO 4 2-), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К 2 Cr 2 O 7 . Окислитель (более слабый, чем К 2 Cr 2 O 7). Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион CrO 4 2- — выпадение желтого осадка хромата бария, разлагающегося в сильнокислотной среде. Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, селективный окислитель, реактив в аналитической химии.

Уравнения важнейших реакций:

2K 2 CrO 4 +H 2 SO 4(30%)= K 2 Cr 2 O 7 +K 2 SO 4 +H 2 O

2K 2 CrO 4(т) +16HCl (кон ц., гор.) =2CrCl 3 +3Cl 2 +8H 2 O+4KCl

2K 2 CrO 4 +2H 2 O+3H 2 S=2Cr(OH) 3 ↓+3S↓+4KOH

2K 2 CrO 4 +8H 2 O+3K 2 S=2K[Сr(ОН) 6 ]+3S↓+4KOH

2K 2 CrO 4 +2AgNO 3 =KNO 3 +Ag 2 CrO 4(красн.) ↓

Качественная реакция:

К 2 СгO 4 + ВаСl 2 = 2КСl + ВаCrO 4 ↓

2ВаСrO 4 (т)+ 2НСl (разб.) = ВаСr 2 O 7(p) + ВаС1 2 + Н 2 O

Получение : спекание хромита с поташом на воздухе:

4(Сr 2 Fe ‖‖)O 4 + 8К 2 CO 3 + 7O 2 = 8К 2 СrO 4 + 2Fе 2 O 3 + 8СO 2 (1000 °С)

Дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 . Оксосоль. Техническое название хромпик . Оранжево-красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (оранжевая окраска раствора отвечает иону Сr 2 O 7 2-). В щелочной среде образует К 2 CrO 4 . Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции — синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н 2 O 2 , синее окрашивание водного раствора при действии атомарного водорода.

Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, компонент пиротехнических составов, реагент в аналитической химии, ингибитор коррозии металлов, в смеси с Н 2 SO 4 (конц.) — для мытья химической посуды.

Уравнения важнейших реакций:

4К 2 Cr 2 O 7 =4K 2 CrO 4 +2Cr 2 O 3 +3O 2 (500-600 o C)

K 2 Cr 2 O 7 (т) +14HCl (кон ц) =2CrCl 3 +3Cl 2 +7H 2 O+2KCl (кипячение)

K 2 Cr 2 O 7 (т) +2H 2 SO 4(96%) ⇌2KHSO 4 +2CrO 3 +H 2 O (“хромовая смесь”)

K 2 Cr 2 O 7 +KOH (конц) =H 2 O+2K 2 CrO 4

Cr 2 O 7 2- +14H + +6I — =2Cr 3+ +3I 2 ↓+7H 2 O

Cr 2 O 7 2- +2H + +3SO 2(г) =2Cr 3+ +3SO 4 2- +H 2 O

Cr 2 O 7 2- +H 2 O +3H 2 S (г) =3S↓+2OH — +2Cr 2 (OH) 3 ↓

Cr 2 O 7 2- (конц) +2Ag + (разб.) =Ag 2 Cr 2 O 7 (т. красный) ↓

Cr 2 O 7 2- (разб.) +H 2 O +Pb 2+ =2H + + 2PbCrO 4 (красный) ↓

K 2 Cr 2 O 7(т) +6HCl+8H 0 (Zn)=2CrCl 2(син) +7H 2 O+2KCl

Получение: обработка К 2 СrO 4 серной кислотой:

2К 2 СrO 4 + Н 2 SO 4 (30%) = К 2 Cr 2 O 7 + К 2 SO 4 + Н 2 O