Хром

Хром / Chromium (Cr)
Атомный номер	24
Внешний вид простого вещества	твёрдый металл голубовато-белого цвета
Свойства атома
Атомная масса (молярная масса)	51,9961 а. е. м. (г/моль)
Радиус атома	130 пм
Энергия ионизации (первый электрон)	652,4 (6,76) кДж/моль (эВ)
Электронная конфигурация	[Ar] 3d5 4s1
Химические свойства
Ковалентный радиус	118 пм
Радиус иона	(+6e)52 (+3e)63 пм
Электроотрицательность (по Полингу)	1,66
Электродный потенциал	-0.74
Степени окисления	6, 3, 2, 0
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность	7,18 г/см³
Молярная теплоёмкость	23,3 Дж/(K·моль)
Теплопроводность	93,9 Вт/(м·K)
Температура плавления	2130 K
Теплота плавления	21 кДж/моль
Температура кипения	2945 K
Теплота испарения	342 кДж/моль
Молярный объём	7,23 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	кубическая объёмноцентрированая
Параметры решётки	2,885 Å
Отношение c/a	—
Температура Дебая	460 K

Хром —элемент побочной подгруппы шестой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, атомный номер 24. Обозначается символом Cr (Chromium). Простое вещество хром (CAS-номер: 7440-47-3) — твёрдый металл голубовато-белого цвета.

История

Схема атома хрома

 

Получение

Хром встречается в природе в основном в виде хромистого железняка Fe(CrO₂)₂ (хромит железа). Из него получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом):

FeO · Cr₂O₃ + 4C → Fe + 2Cr + 4CO↑

Феррохром применяют для производства легированных сталей.

Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:

1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе:

2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа;

3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат;

4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата углём:

Na₂Cr₂O₇ + 2C → Cr₂O₃ + Na₂CO₃ + CO↑

5) с помощью алюминотермии получают металлический хром:

Cr₂O₃+ 2Al → Al₂O₃ + 2Cr + 130 ккал

6) с помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты. При этом на катодах совершаются в основном 3 процесса:

• восстановление шестивалентного хрома до трехвалентного с переходом его в раствор;
• разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода;
• разряд ионов, содержащих шестивалентный хром, с осаждением металлического хрома;

Cr₂O₇²⁻ + 14Н⁺ + 12е⁻ = 2Cr + 7H₂O

Физические и химические свойства

В свободном виде — голубовато-белый металл с кубической объемно-центрированной решеткой, а = 0,28845 нм. При температуре 39 °C переходит из парамагнитного состояния в антиферромагнитное (точка Нееля).

Cr₂O₃ + 2NaOH → 2NaCrO₂ + H₂O.

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

Cr₂O₃ + 6HCl → 2CrCl₃ + 3Н₂О.

При термическом разложении карбонила хрома Cr(СО)₆ получают красный основной оксид хрома(II) CrO. Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH)₂ со слабоосновными свойствами осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II).

При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO₃ в гидротермальных условиях получают оксид хрома(IV) CrO₂, который является ферромагнетиком и обладает металлической проводимостью.

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов образуются красные или фиолетово-красные кристаллы оксида хрома(VI) CrO₃. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H₂CrO₄, дихромовую H₂Cr₂O₇ и другие.

Известны галогениды, соответствующие разным степеням окисления хрома. Синтезированы дигалогениды хрома CrF₂, CrCl₂, CrBr₂ и CrI₂ и тригалогениды CrF₃, CrCl₃, CrBr₃ и CrI₃. Однако, в отличие от аналогичных соединений алюминия и железа, трихлорид CrCl₃ и трибромид CrBr₃ хрома нелетучи.

Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF₄, тетрахлорид хрома CrCl₄ существует только в парах. Известен гексафторид хрома CrF₆.

Получены и охарактеризованы оксигалогениды хрома CrO₂F₂ и CrO₂Cl₂.

Синтезированы соединения хрома с бором (бориды Cr₂B, CrB, Cr₃B₄, CrB₂, CrB₄ и Cr₅B₃), с углеродом (карбиды Cr₂₃C₆, Cr₇C₃ и Cr₃C₂), c кремнием (силициды Cr₃Si, Cr₅Si₃ и CrSi) и азотом (нитриды CrN и Cr₂N).

В растворах наиболее устойчивы соединения хрома(III). В этой степени окисления хрому соответствуют как катионная форма, так и анионные формы, например, существующий в щелочной среде анион [Cr(OH)₆]³⁻.

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

2Na₃[Cr(OH)₆] + 3H₂O₂ → 2Na₂CrO₄ + 2NaOH + 8H₂O.

Хрому(VI) отвечает ряд существующих только в водных растворах кислот: хромовая H₂CrO₄, дихромовая H₂Cr₂O₇, трихромовая H₃Cr₃O₁₀ и другие, которые образуют соли — хроматы, дихроматы, трихроматы и т. д.

В зависимости от кислотности среды анионы этих кислот легко превращаются друг в друга. Например, при подкислении жёлтого раствора хромата калия K₂CrO₄ образуется оранжевый дихромат калия K₂Cr₂O₇:

2K₂CrO₄ + 2HCl → K₂Cr₂O₇ + 2KCl + Н₂О.

Но если к оранжевому раствору K₂Cr₂O₇ прилить раствор щёлочи, как окраска вновь переходит в жёлтую так как снова образуется хромат калия K₂CrO₄:

K₂Cr₂O₇ + 2KOH → 2K₂CrO₄ + Н₂О.

При добавлении к жёлтому раствору, содержащему хромат-ионы, раствора соли бария выпадает жёлтый осадок хромата бария BaCrO₄:

Ba²⁺ + CrO₄^2- → BaCrO₄↓.

Соединения хрома(VI) — сильные окислители, например:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl₂↑ + 7H₂O.

Применение

Биологическая роль и физиологическое действие