Полезные материалы. Физические свойства и механические характеристики металла хром и его соединений

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.

Хром (лат. Cromium), Cr, химический элемент VI группы периодической системы Менделеева, атомный номер 24, атомная масса 51,996; металл голубовато-стального цвета.

Природные стабильные изотопы: 50 Cr (4,31%), 52 Cr (87,76%), 53 Cr (9,55%) и 54 Cr (2,38%). Из искусственных радиоактивных изотопов наиболее важен 51 Cr (период полураспада T ½ = 27,8 суток), который применяется как изотопный индикатор.

Историческая справка. Хром открыт в 1797 году Л. Н. Вокленом в минерале крокоите - природном хромате свинца РbCrО 4 . Название Хром получил от греческого слова chroma - цвет, краска (из-за разнообразия окраски своих соединений). Независимо от Воклена Хром был открыт в крокоите в 1798 году немецким ученым М. Г. Клапротом.

Распространение Хрома в природе. Среднее содержание Хрома в земной коре (кларк) 8,3·10 -3 % . Этот элемент, вероятно, более характерен для мантии Земли, так как ультраосновные породы, которые, как полагают, ближе всего по составу к мантии Земли, обогащены Хромом (2·10 -4 %). Хром образует массивные и вкрапленные руды в ультраосновных горных породах; с ними связано образование крупнейших месторождений Хрома. В основных породах содержание Хрома достигает лишь 2·10 -2 %, в кислых - 2,5·10 -3 %, в осадочных породах (песчаниках) - 3,5·10 -3 %, глинистых сланцах - 9·10 -3 % . Хром - сравнительно слабый водный мигрант; содержание Хрома в морской воде 0,00005 мг/л.

В целом Хром - металл глубинных зон Земли; каменные метеориты (аналоги мантии) тоже обогащены Хромом (2,7·10 -1 %). Известно свыше 20 минералов Хрома. Промышленное значение имеют только хромшпинелиды (до 54% Сr); кроме того, Хром содержится в ряде других минералов, которые нередко сопровождают хромовые руды, но сами не представляют практическое ценности (уваровит, волконскоит, кемерит, фуксит).

Физические свойства Хрома. Хром - твердый, тяжелый, тугоплавкий металл. Чистый Хром пластичен. Кристаллизуется в объемноцентрированной решетке, а = 2,885Å (20 °С); при 1830 °С возможно превращение в модификацию с гранецентрированной решеткой, а = 3,69Å.

Атомный радиус 1,27 Å; ионные радиусы Cr 2+ 0,83Å, Cr 3+ 0,64Å, Cr 6+ 0,52 Å. Плотность 7,19 г/см 3 ; t пл 1890 °С; t кип 2480 °С. Удельная теплоемкость 0,461 кдж/(кг·К) (25°С); термический коэффициент линейного расширения 8,24·10 -6 (при 20 °С); коэффициент теплопроводности 67 вт/(м·К) (20 °С); удельное электросопротивление 0,414 мком·м(20 °С); термический коэффициент электросопротивления в интервале 20-600 °С составляет 3,01·10 -3 . Хром антиферромагнитен, удельная магнитная восприимчивость 3,6·10 -6 . Твердость высокочистого Хрома по Бринеллю 7-9 Мн/м 2 (70-90 кгс/см 2).

Химические свойства Хрома. Внешняя электронная конфигурация атома Хрома 3d 5 4s 1 . В соединениях обычно проявляет степени окисления +2, +3, +6, среди них наиболее устойчивы Сr 3+ ; известны отдельные соединения, в которых Хром имеет степени окисления +1, +4, +5. Хром химически малоактивен. При обычных условиях устойчив к кислороду и влаге, но соединяется с фтором, образуя CrF 3 . Выше 600 °С взаимодействует с парами воды, давая Сr 2 О 3 ; азотом - Cr 2 N, CrN; углеродом - Сr 23 С 6 , Сr 7 С 3 , Сr 3 С 2 ; серой - Cr 2 S 3 . При сплавлении с бором образует борид СrВ, с кремнием - силициды Cr 3 Si, Cr 2 Si 3 , CrSi 2 . Со многими металлами Хром дает сплавы. Взаимодействие с кислородом протекает сначала довольно активно, затем резко замедляется благодаря образованию на поверхности металла оксидной пленки. При 1200 °С пленка разрушается и окисление снова идет быстро. Хром загорается в кислороде при 2000 °С с образованием темно-зеленого оксида Хрома (III) Сr 2 О 3 . Помимо оксида (III), известны других соединения с кислородом, например CrO, СrО 3 , получаемые косвенным путем. Хром легко реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот с образованием хлорида и сульфата Хрома и выделением водорода; царская водка и азотная кислота пассивируют Хром.

С увеличением степени окисления возрастают кислотные и окислительные свойства Хром Производные Сr 2+ - очень сильные восстановители. Ион Сr 2+ образуется на первой стадии растворения Хрома в кислотах или при восстановлении Сr 3+ в кислом растворе цинком. Гидрат закиси Сr(ОН) 2 при обезвоживании переходит в Сr 2 О 3 . Соединения Сr 3+ устойчивы на воздухе. Могут быть и восстановителями и окислителями. Сr 3+ можно восстановить в кислом растворе цинком до Сr 2+ или окислить в щелочном растворе до СrО 4 2- бромом и других окислителями. Гидрооксид Сr(ОН) 3 (вернее Сr 2 О 3 ·nН 2 О) - амфотерное соединение, образующее соли с катионом Сr 3+ или соли хромистой кислоты НСrО 2 - хромиты (например, КСrО 2 , NaCrO 2). Соединения Сr 6+ : хромовый ангидрид СrО 3 , хромовые кислоты и их соли, среди которых наиболее важны хроматы и дихроматы - сильные окислители. Хром образует большое число солей с кислородсодержащими кислотами. Известны комплексные соединения Хрома; особенно многочисленны комплексные соединения Сr 3+ , в которых Хром имеет координационное число 6. Существует значительное число переоксидных соединений Хрома

Получение Хрома. В зависимости от цели использования получают Хром различной степени чистоты. Сырьем обычно служат хромшпинелиды, которые подвергают обогащению, а затем сплавляют с поташом (или содой) в присутствии кислорода воздуха. Применительно к основному компоненту руд, содержащему Сr 3 +, реакция следующая:

2FeCr 2 О 4 + 4K 2 CO 3 + 3,5О 2 = 4К 2 СrО 4 + Fе 2 О 3 + 4СО 2 .

Образующийся хромат калия К 2 СrО 4 выщелачивают горячей водой и действием H 2 SO 4 превращают его в дихромат К 2 Сr 2 О 7 . Далее действием концентрированного раствора H 2 SО 4 на К 2 Сr 2 О 7 получают хромовый ангидрид С 2 О 3 или нагреванием К 2 Сr 2 О 7 с серой - оксид Хрома (III) С 2 О 3 .

Наиболее чистый Хром в промышленного условиях получают либо электролизом концентрированных водных растворов СrО 3 или Сr 2 О 3 , содержащих H 2 SO 4 , либо электролизом сульфата Хрома Cr 2 (SO 4) 3 . При этом Хром выделяется на катоде из алюминия или нержавеющей стали. Полная очистка от примесей достигается обработкой Хрома особо чистым водородом при высокой температуре (1500-1700 °С).

Возможно также получение чистого Хрома электролизом расплавов CrF 3 или СrCl 3 в смеси с фторидами натрия, калия, кальция при температуре около 900 °С в атмосфере аргона.

В небольших количествах Хром получают восстановлением Сr 2 О 3 алюминием или кремнием. При алюминотермическом способе предварительно подогретую шихту из Сr 2 О 3 и порошка или стружек Аl с добавками окислителя загружают в тигель, где реакцию возбуждают поджиганием смеси Na 2 O 2 и Аl до тех пор, пока тигель заполнится Хромом и шлаком. Силикотермически Хром выплавляют в дуговых печах. Чистота получаемого Хрома определяется содержанием примесей в Сr 2 О 3 и в Аl или Si, используемых для восстановления.

В промышленности в больших масштабах производятся сплавы Хрома - феррохром и силикохром.

Применение Хрома. Использование Хрома основано на его жаропрочности, твердости и устойчивости против коррозии. Больше всего Хрома применяют для выплавки хромистых сталей. Алюмино- и силикотермический Хром используют для выплавки нихрома, нимоника, других никелевых сплавов и стеллита.

Значительное количество Хрома идет на декоративные коррозионно-стойкие покрытия. Широкое применение получил порошковый Хром в производстве металлокерамических изделий и материалов для сварочных электродов. Хром в виде иона Cr 3+ - примесь в рубине, который используется как драгоценный камень и лазерный материал. Соединениями Хрома протравливают ткани при крашении. Некоторые соли Хрома используются как составная часть дубильных растворов в кожевенной промышленности; PbCrO 4 , ZnCrO 4 , SrCrO 4 - как художественные краски. Из смеси хромита и магнезита изготовляют хромомагнезитовые огнеупорные изделия.

Соединения Хром (особенно производные Cr 6 +) токсичны.

Хром в организме. Хром - один из биогенных элементов, постоянно входит в состав тканей растений и животных. Среднее содержание Хрома в растениях - 0,0005% (92-95% Хрома накапливается в корнях), у животных - от десятитысячных до десятимиллионных долей процента. В планктонных организмах коэффициент накопления Хрома огромен - 10 000-26 000. Высшие растения не переносят концентрации Хрома выше 3-10 -4 моль/л. В листьях он присутствует в виде низкомолекулярного комплекса, не связанного с субклеточными структурами. У животных Хром участвует в обмене липидов, белков (входит в состав фермента трипсина), углеводов (структурный компонент глюкозоустойчивого фактора). Основной источник поступления Хрома в организм животных и человека - пища. Снижение содержания Хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови и снижению чувствительности периферийных тканей к инсулину.

Отравления Хромом, и его соединениями встречаются при их производстве; в машиностроении (гальванические покрытия); металлургии (легирующие добавки, сплавы, огнеупоры); при изготовлении кож, красок и т. д. Токсичность соединений Хрома зависит от их химические структуры: дихроматы токсичнее хроматов, соединения Cr (VI) токсичнее соединений Cr(II), Cr(III). Начальные формы заболевания проявляются ощущением сухости и болью в носу, першением в горле, затруднением дыхания, кашлем и т. д.; они могут проходить при прекращении контакта с Хромом. При длительном контакте с соединениями Хрома развиваются признаки хронические отравления: головная боль, слабость, диспепсия, потеря в весе и других. Нарушаются функции желудка, печени и поджелудочной железы. Возможны бронхит, бронхиальная астма, диффузный пневмосклероз. При воздействии Хрома на кожу могут развиться дерматит, экзема. По некоторым данным, соединения Хрома, преимущественно Cr(III), обладают канцерогенным действием.

За счет того, что обладает превосходными антикоррозийными свойствами. Хромирование защищает любой другой сплав от ржавчины. Кроме того, легирование сталей хромом придает им такую же стойкость к коррозии, которая свойственна и самому металлу.

Итак, давайте обсудим сегодня, каковы технические и окислительные характеристики материала хром, основные амфотерные, восстановительные свойства и получение металла также будут затронуты. А еще мы узнаем, каково влияние хрома на свойства стали.

Хром – металл 4 периода 6 группы побочной подгруппы. Атомный номер 24, атомная масса – 51, 996. Это твердый металл серебристо-голубоватого цвета. В чистом виде отличается ковкостью и вязкостью, но малейшие примеси азота или углерода придают ему хрупкость и твердость.

Хром часто относят к черным металлам за счет цвета его основного минерала – хромистого железняка. А вот свое название – от греческого «цвет», «краска», он получил благодаря своим соединениям: соли и оксиды металла с разной степенью окисления окрашены во все цвета радуги.

• В нормальных условиях хром инертен и не взаимодействует с кислородом, азотом или водой.
• На воздухе он сразу же пассивируется – покрывается тонкой оксидной пленкой, которая полностью перекрывает кислороду доступ к металлу. По той же причине вещество не взаимодействует с серной и азотной кислотой.
• При нагревании металл становится активным и вступает в реакции с водой, кислородом, кислотами и щелочами.

Для него характерна объемно-центрированная кубическая решетка. Фазовые переходы отсутствуют. При температуре в 1830 С возможен переход к гранецентрированной решетке.

Однако у хрома есть одна интересная аномалия. При температуре в 37 С некоторые физические свойства металла резко меняются: изменяется электросопротивление, коэффициент линейного расширения, падает до минимума модуль упругости и повышается внутреннее трение. Связано это с прохождением точки Нееля: при этой температуре вещество меняет свои антиферромагнитные свойства на парамагнитные, что представляет собой переход первого уровня и означает резкое увеличение объема.

Химические свойства хрома и его соединений описаны в этом видео:

Химические и физические свойства хрома

Температура плавления и кипения

Физические характеристики металла зависят от примесей до такой степени, что сложным оказалось установить даже температуру плавления.

• Согласно современным измерениям температура плавления считается величина в 1907 С. Металл относится к тугоплавким веществам.
• Температура кипения равна 2671 С.

Ниже будет дана общая характеристика физических и магнитных свойств металла хром.

Общие свойства и характеристики хрома

Физические особенности

Хром относится к наиболее устойчивым из всех тугоплавких металлов.

• Плотность в нормальных условиях составляет 7200 кг/куб. м, это меньше чем у .
• Твердость по шкале Мооса составляет 5, по шкале Бринелля 7–9 Мн/м 2 . Хром является самым твердым металлом из известных, уступает только урану, иридию, вольфраму и бериллию.
• Модуль упругости при 20 С составляет 294 ГПа. Это довольно умеренный показатель.

Благодаря строению – объемно-центрированная решетка, хром обладает такой характеристикой, как температура хрупко-вязкого периода. Вот только когда речь идет об этом металле, эта величина оказывается сильно зависящей от степени чистоты и колеблется от -50 до +350 С. На практике раскристаллизированный хром никакой пластичностью не обладает, но после мягкого отжига и формовки становится ковким.

Прочность металла также растет при холодной обработке. Легирующие добавки тоже заметно усиливают это качество.

Теплофизические характеристики

Как правило, тугоплавкие металлы имеют высокий уровень теплопроводности и, соответственно, низкий коэффициент теплового расширения. Однако хром заметно отличается по своим качествам.

В точке Нееля коэффициент теплового расширения совершает резкий скачок, а затем с увеличением температуры продолжает заметно расти. При 29 С (до скачка) величина коэффициента составляет 6.2 · 10-6 м/(м K).

Теплопроводность подчиняется этой же закономерности: в точке Нееля она падает, хотя и не столь резко и уменьшается с возрастанием температуры.

• В нормальных условиях теплопроводность вещества равна 93.7 Вт/(м K).
• Удельная теплоемкость в тех же условиях – 0.45 Дж/(г K).

Электрические свойства

Несмотря на нетипичное «поведение» теплопроводности хром является одним из лучших проводников тока, уступая по этому параметру только серебру, и золоту.

• При нормальной температуре электропроводность металла составит 7.9 · 106 1/(Ом м).
• Удельное электрическое сопротивление – 0.127 (Ом мм2)/м.

До точки Нееля – 38 С, вещество является антиферромагнетиком, то есть, под действием магнитного поля и при его отсутствии никаких магнитных свойств не проявляется. Выше 38 С хром становится парамагнетиком: проявляет магнитные свойства под действием внешнего магнитного поля.

Токсичность

В природе хром встречается только в связанном виде, поэтому попадание чистого хрома в организм человека исключено. Однако известно, что металлическая пыль раздражает ткани легких, через кожу не усваивается. Сам металл не токсичен, но о его соединениях этого сказать нельзя.

• Трехвалентный хром оказывается в окружающей среде при и ее переработке. Однако в организм человека может попасть и в составе пищевой добавки – пиколината хрома, используемой в программах по уменьшению веса. Как микроэлемент трехвалентный металл участвует в синтезе глюкозы и необходим. Избыток его, судя по исследованиям, определенной опасности не представляет, поскольку не всасывается стенками кишечника. Однако в организме он может накапливаться.
• Соединения шестивалентного хрома токсичны более чем в 100–1000 раз. Попасть в организм он может при производстве хроматов, при хромировании предметов, при некоторых сварочных работах. Соединения шестивалентного элемента являются сильными окислителями. Попадая в ЖКТ, они вызывают кровотечение желудка и кишечника, возможно с прободением кишечника. Через кожу вещества почти не всасываются, но оказывают сильное разъедающее действие – возможны ожоги, воспаления, появление язв.

Хром – обязательный легирующий элемент при получении нержавеющих и жаропрочных . Его способность противостоять коррозии и передавать это качество сплавам остается самым востребованным качеством металла.

Химические свойства соединений хрома и его окислительно-восстановительные свойства рассмотрены в этом видео:

И жиров.

Ученые утверждают, что на уровень холестерина влияет хром. Элемент считается биогенным, то есть, необходим организму, не только человеческому, но и всех млекопитающих.

При недостатке хрома замедляется их рост и «подскакивает» холестерин. Норма – 6 миллиграммов хрома от общей массы человека.

Ионы вещества есть во всех тканях тела. В день должны поступать 9 микрограммов.

Взять их можно из морепродуктов, перловой крупы, свеклы, печени и мяса утки. Пока закупаете продукты, расскажем о других назначениях и свойствах хрома.

Свойства хрома

Хром – химический элемент , относящийся к металлам. Цвет у вещества серебристо-голубой.

В элемент стоит под 24-ым порядковым, или, как еще говорят, атомным номером.

Число указывает на количество протонов в ядре. Что же касается электронов, вращающихся близ него, у них есть особое свойство – проваливаться.

Это значит, что одна или 2-е частицы могут перейти с одного подуровня на другой.

В итоге, 24-ый элемент способен наполовину заполнить 3-ий подуровень. Получается устойчивая электронная конфигурация.

Провал электронов – явление редкое. Кроме хрома, вспоминаются, пожалуй, лишь , , и .

Как и 24-ое вещество, они химически малоактивно. Не затем атом приходит к устойчивому состоянию, чтобы вступать в реакцию со всеми подряд.

При обычных условиях хром – элемент таблицы Менделеева , «расшевелить» который удается лишь .

Последний, является антиподом 24-го вещества, максимально активен. В ходе реакции образуется фторид хрома .

Элемент, свойства которого обсуждаются, не окисляется, не боится влаги и тугоплавок.

Последняя характеристика «оттягивает» реакции, возможные при нагреве. Так, взаимодействие с парами воды запускается лишь при 600-от градусах Цельсия.

Получается оксид хрома. Запускается и реакция с , дающая нитрид 24-го элемента.

При 600-от градусах, так же, возможны несколько соединений с и образование сульфида.

Если довести температуру до 2000, хром воспламенится при контакте с кислородом. Итогом горения станет окись темно-зеленого цвета.

Этот осадок легко реагирует с растворами и кислот. Итогом взаимодействия становятся хлорид и сульфид хрома. Все соединения 24-го вещества, как правило, ярко окрашены.

В чистом виде основная характеристика элемента хрома – токсичность. Пыль металла раздражает легочные ткани.

Могут проявиться дерматиты, то есть, заболевания аллергического характера. Соответственно, норму хрома для организма лучше не превышать.

Есть норма и по содержанию 24-го элемента в воздухе. На кубический метр атмосферы должны приходиться 0,0015 миллиграммов. Превышение стандарта считается загрязнением.

У металлического хрома высокая плотность – более 7 граммов на кубический сантиметр. Это значит, вещество довольно тяжелое.

Металла тоже довольно высока. Она зависит от от температуры электролита и плотности тока. У грибков и плесени это, видимо, вызывает уважение.

Если пропитать хромовым составом древесину, микроорганизмы не возьмутся разрушать ее. Этим пользуются строители.

Их устраивает и то, что обработанное дерево хуже горит, ведь хром – тугоплавкий металл. Как и где еще его можно применить, расскажем далее.

Применение хрома

Хром – легирующий элемент при выплавке . Помните, что в обычных условиях 24-ый металл не окисляется, не ржавеет?

Основа сталей – . Оно такими свойствами похвастаться не может. Поэтому и добавляют хром, повышающий стойкость к коррозии.

К тому же, добавка 24-го вещества снижает точку критической скорости охлаждения.

Силикотермический хром применяют для выплавки . Это дуэт 24-го элемента с никелем.

В качестве добавок идут , кремний, . Никель отвечает за пластичность , а хром – за его стойкость к окислению и твердость.

Соединяют хром и с . Получается сверхтвердый стеллит. Добавки к нему – молибден и .

Состав дорогостоящий, но необходим для наплавки машинных деталей с целью увеличения их износостойкости. Напыляют стеллит и на рабочие станки, .

В декоративных коррозийностойких покрытиях используют, как правило, соединения хрома .

Пригождается яркая гамма их цветов. В металлокерамике красочность не нужна, поэтому, применяют порошковый хром. Он добавляется, к примеру, для прочности в нижний слой коронок для .

Формула хрома – составная часть . Это минерал из группы , но привычного цвета у него нет.

Уваровит – камень, и таким его делает именно хром. Не секрет, что используются .

Зеленая разновидность камня – не исключение, причем, ценится выше красной, поскольку редка. Еще, уваровит чуть стандартных .

Это тоже плюс, ведь минеральные вставки сложнее поцарапать. Гранят камень фасетно, то есть, формируя углы, что увеличивает игру света.

Добыча хрома

Добывать хром из минералов невыгодно. Большинство с 24-ым элементом , используются целиком.

К тому же, содержание хрома в , как правило, невелико. Вещество извлекают, в основанном, из руд.

С одной из них связано открытие хрома. Его нашли в Сибири. В 18-ом веке там нашли крокоит. Это свинцовая руда красного цвета.

Ее основа – , второй элемент – хром. Обнаружить его, удалось немецкому химику по фамилии Леман.

На момент открытия крокоита он гостил в Петербурге, где и провел опыты. Теперь, 24-ый элемент получают путем электролиза концентрированных водных растворов оксида хрома.

Возможен, так же, электролиз сульфата. Это 2 пути получения наиболее чистого хрома. Молекула оксида или сульфата разрушается в тигле, где исходные соединения поджигают.

24-ый элемент отделяется, остальное уходит в шлак. Остается выплавить хром в дуговой . Так извлекают наиболее чистый металл.

Есть и другие пути получения элемента хрома , к примеру, восстановление его оксида кремнием.

Но, такой способ дает металл с большим количеством примесей и, к тому же, более затратен, чем электролиз.

Цена хрома

В 2016-ом году стоимость хрома, пока, снижается. Январь начался с 7450-ти долларов за тонну.

К середине лета просят лишь 7100 условных единиц за 1000 килограммов металла. Данные предоставлены Infogeo.ru.

То есть, рассмотрены российские цены. На мировом стоимость хрома доходила почти до 9000 долларов за тонну.

Наименьшая же отметка лета отличается от российской всего на 25 долларов в сторону возрастания.

Если рассматривается не промышленная сфера, к примеру, металлургия, а польза хрома для организма , можно изучить предложения аптек.

Так, «Пиколинат» 24-го вещества стоит около 200-от рублей. За «Картнитин хром Форте» просят 320 рублей. Это ценник за упаковку из 30-ти таблеток.

Восполнить дефицит 24-го элемента может и «Турамин Хром». Его стоимость – 136 рублей.

Хром, кстати, входит в состав тестов на выявление наркотиков, в частности, марихуаны. Один тест стоит 40-45 рублей.

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