Хром

24 ВанадийХромМарганец
Внешний вид простого вещества
Chromium crystals and 1cm3 cube.jpg
Твёрдый металл голубовато-белого цвета
Свойства атома
Имя, символ, номер

Хром/ Chromium (Cr), 24

Атомная масса
(молярная масса)

51, 9961 а. е. м. (г/моль

)
Электронная конфигурация

[Ar] 3d5 4s1

Радиус атома

130 пм

Химические свойства
Ковалентный радиус

118 пм

Радиус иона

(+6e)52 (+3e)63 пм

Электроотрицательность

1, 66 (шкала Полинга

)
Электродный потенциал

-0.74

Степени окисления

6, 3, 2, 0

Энергия ионизации
(первый электрон)

652, 4 (6, 76) кДж/моль (эВ

)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)

7, 19 г/см³

Температура плавления

2130 K

Температура кипения

2945 K

Теплота плавления

21 кДж/моль

Теплота испарения

342 кДж/моль

Молярная теплоёмкость

23, 3[1] Дж/(K·моль

)
Молярный объём

7, 23 см³/моль

Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки

кубическая
объёмноцентрированая

Параметры решётки

2, 885 Å

Температура Дебая

460 K

Прочие характеристики
Теплопроводность

(300 K) 93, 9 Вт/(м·К

)
24
Хром
Cr
51, 996
3d54s1

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

.

Содержание

История

В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил название «сибирский красный свинец», PbCrO4. Современное название — крокоит. В 1797 французский химик Л. Н. Воклен выделил из него новый тугоплавкий металл (скорее всего Воклен получил карбид хрома

).

Происхождение названия

Название элемент получил от греч. χρῶμα — цвет, краска — из-за разнообразия окраски своих соединений

.

Нахождение в природе

Хром является довольно распространённым элементом (0, 02 масс. долей,  %). Основные соединения хрома — хромистый железняк (хромит) FeO·Cr2O3. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO4

.

Месторождения

Самые большие месторождения хрома находятся в ЮАР (1 место в мире), Казахстане, России, Зимбабве, Мадагаскаре. Также есть месторождения на территории Турции, Индии, Армении[2], Бразилии, на Филиппинах[3]

.

Главные месторождения хромовых руд в РФ известны на Урале (Донские и Сарановское

).

Разведанные запасы в Казахстане составляют свыше 350 миллионов тонн (2 место в мире)[3]

.

Геохимия и минералогия

Среднее содержание хрома в различных изверженных породах резко непостоянно. В ультраосновных породах (перидотитах) оно достигает 2 кг/т, в основных породах (базальтах и др.) — 200 г/т, а в гранитах десятки г/т. Кларк хрома в земной коре 83 г/т. Он является типичным литофильным элементом и почти весь заключен в минералах типа хромшпинелидов. Хром вместе с железом, титаном, никелем, ванадием и марганцем составляют одно геохимическое семейство

.

Различают три основных минерала хрома: магнохромит (Mn, Fe)Cr2O4, хромпикотит (Mg, Fe)(Cr, Al)2O4 и алюмохромит (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4. По внешнему виду они неразличимы и их неточно называют «хромиты». Состав их изменчив

:

Собственно хромит, то есть FeCr2O4 сравнительно редок. Помимо различных хромитов, хром входит в состав ряда других минералов — хромовой слюды (фуксита), хромового хлорита, хромвезувиана, хромдиопсида, хромтурмалина, хромового граната (уваровита) и др., которые нередко сопровождают руды, но сами промышленного значения не имеют. В экзогенных условиях хром, как и железо, мигрирует в виде взвесей и может накапливаться в глинах. Наиболее подвижной формой являются хроматы

.

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

):
\mathsf{Fe(CrO_2)_2 + 4C \rightarrow 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

:
\mathsf{4Fe(CrO_2)_2 + 8Na_2CO_3 + 7O_2 \rightarrow 8Na_2CrO_4 + 2Fe_2O_3 + 8CO_2}

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 натрия углём

:
\mathsf{Na_2Cr_2O_7 + 2C \rightarrow Cr_2O_3 + Na_2CO_3 + CO}

5) с помощью алюминотермии получают металлический хром

:
\mathsf{Cr_2O_3 + 2Al \rightarrow Al_2O_3 + 2Cr + 130 kcal}

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

:
\mathsf{Cr_2O_7^{2-} + 14H^+ + 12e^-\rightarrow 2Cr + 7H_2O}

Физические 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

).

Хром имеет твердость по шкале Мооса 5.[4] Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке

.

Химические свойства

Характерные степени окисления

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. (См. табл.) Практически все соединения хрома окрашены[5].

Степень окисления Оксид Гидроксид Характер Преобладающие формы в растворах Примечания
+2 CrO (чёрный) Не существует Основный Cr2+ (соли голубого цвета) Очень сильный восстановитель
+3 Cr2O3(зелёный) Cr(OH)3 Амфотерный Cr3+ (зеленые или лиловые соли)
[Cr(OH)4]- (зелёный)
+4 CrO2 не существует Несолеобразующий - Встречается редко, малохарактерна
+6 CrO3(красный) H2CrO4
H2Cr2O7
Кислотный CrO42- (хроматы, желтые)
Cr2O72- (дихроматы, оранжевые)
Переход зависит от рН среды. Сильнейший окислитель, гигроскопичен, очень ядовит.

Простое вещество

Устойчив на воздухе за счёт пассивирования. По этой же причине не реагирует с серной и азотной кислотами. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома(III) Cr2O3, обладающего амфотерными свойствами

.

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

).

Соединения Cr(+2)

Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr2+ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr3+ или дихроматов цинком в кислой среде («водородом в момент выделения»

):
\mathsf{2Cr^{3+} \xrightarrow[Zn, HCl]{[H]} 2Cr^{2+}}

Все эти соли Cr2+ — сильные восстановители вплоть до того, что при стоянии вытесняют водород из воды[6]. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr2+ окисляется, в результате чего голубой раствор быстро зеленеет

.

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

).

Синтезированы дигалогениды хрома CrF2, CrCl2, CrBr2 и CrI2

Соединения Cr(+3)

Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr2O3 и гидроксид Cr(OH)3 (оба — зелёного цвета). Это — наиболее устойчивая степень окисления хрома. Соединения хрома в этой степени окисления имеют цвет от грязно-лилового (ион [Cr(H2O)6]3+ до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы

).

Cr3+ склонен к образованию двойных сульфатов вида MICr(SO4)2·12H2O (квасцов

)

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

):
\mathsf{Cr^{3+} + 3NH_3 + 3H_2O \rightarrow Cr(OH)_3\downarrow + 3NH_4^+}

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

:
\mathsf{Cr^{3+} + 3OH^- \rightarrow Cr(OH)_3\downarrow}
\mathsf{Cr(OH)_3 + 3OH^- \rightarrow [Cr(OH)_6]}

Сплавляя Cr2O3 со щелочами получают хромиты

:
\mathsf{Cr_2O_3 + 2NaOH \rightarrow 2NaCrO_2 + H_2O}

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

:
\mathsf{Cr_2O_3 + 6HCl \rightarrow 2CrCl_3 + 3H_2O}

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

):
\mathsf{2Na_3[Cr(OH)_6] + 3H_2O_2 \rightarrow 2Na_2CrO_4 + 2NaOH + 8H_2O}

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

):
\mathsf{2Cr_2O_3 + 8NaOH + 3O_2 \rightarrow 4Na_2CrO_4 + 4H_2O}

Соединения хрома (+4)

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

.

Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF4, тетрахлорид хрома CrCl4 существует только в парах

.

Соединения хрома (+6)

Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид хрома (VI) CrO3 и целый ряд кислот, между которыми существует равновесие. Простейшие из них — хромовая H2CrO4 и двухромовая H2Cr2O7. Они образуют два ряда солей: желтые хроматы и оранжевые дихроматы соответственно

.

Оксид хрома (VI) CrO3 образуется при взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H2CrO4, хромат K2CrO4

:
\mathsf{Cr_2O_7^{2-} + 2OH^- \rightarrow 2CrO_4^{2-} + H_2O}

До высокой степени полимеризации, как это происходит у вольфрама и молибдена, не доходит, так как полихромовая кислота распадается на оксид хрома(VI) и воду

:
\mathsf{H_2Cr_nO_{3n+1} \rightarrow H_2O + nCrO_3}

Растворимость хроматов примерно соответствует растворимости сульфатов. В частности, желтый хромат бария BaCrO4 выпадает при добавлении солей бария как к растворам хроматов, так и к растворам дихроматов

:
\mathsf{Ba^{2+} + CrO_4^{2-} \rightarrow BaCrO_4\downarrow}
\mathsf{2Ba^{2+} + Cr_2O_7^{2-} + H_2O \rightarrow 2BaCrO_4\downarrow + 2H^+}

Образование кроваво-красного малорастворимого хромата серебра используют для обнаружения серебра в сплавах при помощи пробирной кислоты

.

Известны пентафторид хрома CrF5 и малоустойчивый гексафторид хрома CrF6. Также получены летучие оксигалогениды хрома CrO2F2 и CrO2Cl2 (хромилхлорид

).

Соединения хрома(VI) — сильные окислители, например

:
\mathsf{K_2Cr_2O_7 + 14HCl \rightarrow 2CrCl_3 + 2KCl + 3Cl_2\uparrow + 7H_2O}

Добавление к дихроматам перекиси водорода, серной кислоты и органического растворителя (эфира) приводит к образованию синего пероксида хрома CrO5L (L — молекула растворителя), который экстрагируется в органический слой; данная реакция используется как аналитическая

.

Применение

Хром — важный компонент во многих легированных сталях (в частности, нержавеющих), а также и в ряде других сплавов. Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование). Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности

.

Биологическая роль и физиологическое действие

Хром — один из биогенных элементов, постоянно входит в состав тканей растений и животных. У животных хром участвует в обмене липидов, белков (входит в состав фермента трипсина), углеводов. Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови

.

В чистом виде хром довольно токсичен, металлическая пыль хрома раздражает ткани лёгких. Соединения хрома(III) вызывают дерматиты. Соединения хрома(VI) приводят к разным заболеваниям человека, в том числе и онкологическим. ПДК хрома(VI) в атмосферном воздухе 0, 0015 мг/м³

.

Интересные факты

  • Пиколинат хрома входит в состав средств для похудения.
  • Основанный на реальных событиях фильм «Эрин Брокович» режиссёра Стивена Содерберга рассказывает о крупном судебном процессе, связанном с загрязнением окружающей среды шестивалентным хромом, в результате которого у многих людей развились серьёзные заболевания.[7]

См. также

Примечания

  1. Редкол.:Зефиров Н. С. (гл. ред.) Химическая энциклопедия: в 5 т. — Москва: Большая Российская энциклопедия, 1999. — Т. 5. — С. 308.
  2. статья «Минеральные ресурсы». Энциклопедия «Кругосвет». Архивировано из первоисточника 21 августа 2011.
  3. 1 2 ХРОМ | Онлайн Энциклопедия Кругосвет
  4. Поваренных А. С. Твердость минералов. — АН УССР, 1963. — С. 197-208. — 304 с.
  5. Реми Г. Курс неорганической химии. Т. 2. М., Мир, 1966. С. 142-180
  6. Некрасов Б. В. Курс общей химии. М:, ГНХТИ, 1952, С. 334
  7. Официальный сайт Эрин Брокович, страница, посвящённая фильму

Ссылки

Wikimedia Foundation. 2010.