Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ

Шкала степеней окисления хрома:

По электроотрицательности (1,56) хром занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, К, Са) и типичными неметаллами (F, О, N. CI, S). Соединения Cr^III проявляют амфотерные свойства, металлические (основные) свойства преобладают у Cr^II, неметаллические (кислотные) – у Cr^VI; в соединениях хром чаще находится в составе катионов и реже – в составе анионов. Хром образует многочисленные соли и бинарные соединения.

В природе – девятнадцатый по химической распространенности элемент (десятый среди металлов), находится только в виде соединений (минералы, полиметаллические руды). Растворимые соли хрома ядовиты.

Хром Cr. Серый (с голубоватым оттенком) металл, очень твердый, ковкий (технический продукт – хрупкий). Блестящий, хотя покрыт очень тонкой оксидной пленкой, сохраняет блеск даже во влажном воздухе. Не реагирует с водой, щелочами и гидратом аммиака, пассивируется в концентрированной и разбавленной азотной кислоте и в «царской водке».

В ряду напряжений стоит левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H₂SO₄ вытесняет водород:

Cr + 2H⁺ = Cr²⁺ + Н₂↓

Далее катион Cr²⁺ можно перевести кислотами-окислителями в катион Cr³⁺:

Хром реагирует в расплаве с сильными окислителями:

2Cr + КClO₃ = Cr₂O₃ + КCl (500–700 °C)

2Cr + 3KNO₃ = Cr₂O₃ + 3KNO₂ (400–550 °C)

Получение хрома в промышленности – алюминотермия:

Cr₂O₃ + 2Al = 2Cr + Al₂O₃ (800 °C)

и электролиз раствора:

Промышленно важен сплав хрома с железом — феррохром (6O—85 % хрома), его производят восстановлением оксидов, например минерала хромит:

Применяется хром для создания защитных покрытий на других металлах (хромирование), как компонент механически прочных и коррозионно-стойких сталей.

Гидроксид хрома (III) Cr(ОН)₃. Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид CrО(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. Применяется для синтеза соединений хрома (III).

Уравнения важнейших реакций:

Получение: осаждение гидратом аммиака из растора солей хрома(III):

Cr³⁺ + 3(NH₃ Н₂O) = Cr(OH)₃↓ + 3NH₄⁺

Хромат калия К₂CrO₄. Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая окраска раствора отвечает иону CrO₄^2-), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К₂Cr₂O₇. Окислитель (более слабый, чем К₂Cr₂O₇). Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион CrO₄^2- – 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:

2К₂CrO₄ + H₂SO₄ (30 %) = К₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + Н₂O

2К₂CrO_4(т) + 16HCl (конц., гор.) = 2CrCl₃ + ЗCl₃↑ + 8H₂O + 4КCl

2К₂CrO₄ + 2H₂O + 3H₂S = 2Cr(OH)₃↓ + 3S↓ + 4KOH

2К₂CrO₄ + 8H₂O + 3K₂S = 2K₃[Cr(OH)₆] + 3S↓ + 4KOH

2К₂CrO₄ + 2AgNO₃ = 2KNO₃ + Ag₂CrO₄ (красн.)↓

Качественная реакция:

К₂CrO₄ + ВаCl₂ = 2КCl + ВаCrO₄↓

2BaCrO_4(т) + 2HCl (разб.) = ВаCr₂O_7(р) + ВаCl₂ + Н₂O

Получение: спекание хромита с поташом на воздухе:

4(Cr₂Fe^II)O₄ + 8К₂СO₃ + 7O₂ = 8К₂CrO₄ + 2Fe₂O₃ + 8СO₂ (1000 °C)

Дихромат калия К₂Cr₂O₇. Оксосоль. Техническое название хромпик. Оранжево-красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (оранжевая окраска раствора отвечает иону Cr₂O₇^2-). В щелочной среде образует К₂CrO₄. Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.