ПОДГРУППА ХРОМА

Подгруппа хрома — побочная подгруппа VI группы

Свойства элементов подгруппы хрома

Физические свойства

 Блестящие, сероватого цвета металлы. С увеличением атомного номера растут температуры плавления и кипения.

Вольфрам — самый тугоплавкий из известных металлов.

Химические свойства

В ряду Cr – Mo – W химическая активность падает.

С увеличением степени окисления элементов у их оксидов и гидроксидов закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Высшим оксидам RO₃ соответствуют кислоты H₂RO₄.

В том же направлении происходит усиление окислительных свойств соединений.

Хром и его соединения

Получение

1. Алюминотермия: Cr₂O₃ + 2Al -> Al₂O₃ + 2Cr
2. Восстановлением оксидов оксидом углерода (II).
3. Электролизом водных растворов соединений хрома.

Химические свойства

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

4Cr + 3O₂  –^t°>  2Cr₂O₃

2Cr + 3Cl₂  –^t°>  2CrCl₃

2Cr + N₂  –^t°>  2CrN

2Cr + 3S   –^t°>  Cr₂S₃

В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3H₂O -> Cr₂O₃ + 3H₂

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H₂SO₄)

В отсутствии воздуха образуются соли Cr²⁺, а на воздухе – соли Cr³⁺.

Cr + 2HCl -> CrCl₂ + H₂­

2Cr + 6HCl + O₂ -> 2CrCl₃ + 2H₂O + H₂­

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

Соединения хрома

Соединения двухвалентного хрома

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

Cr(OH)₂ + 2HCl -> CrCl₂ + 2H₂O

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

2CrCl₂ + 2HCl -> 2CrCl₃ + H₂­

4Cr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O -> 4Cr(OH)₃

Соединения трёхвалентного хрома

Оксид хрома (III) Cr₂O₃ – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH)₃  –^t°>  Cr₂O₃ + 3H₂O

4K₂Cr₂O₇  –^t°>  2Cr₂O₃ + 4K₂CrO₄ + 3O₂­

(NH₄)₂Cr₂O₇  –^t°>  Cr₂O₃ + N₂­+ 4H₂O­

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr₂O₃ со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr₂O₃ + 2NaOH -> 2NaCrO₂ + H₂O

Cr₂O₃ + Na₂CO₃ -> 2NaCrO₂ + CO₂­

Cr₂O₃ + 6KHSO₄ -> Cr₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄ + 3H₂O

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

2Cr₂O₃ + 4KOH + KClO₃ -> 2K₂Cr₂O₇(дихромат калия) + KCl + 2H₂O

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃ — нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Cr₂(SO₄)₃ + 6NaOH -> 2Cr(OH)₃¯ + 3Na₂SO₄

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

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ -> Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Cr(OH)₃ + KOH -> K[Cr(OH)₄]

(или, упрощая, Cr(OH)₃ + KOH -> KCrO₂(хромат калия) + 2H₂O)

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⁺³Cl₃ -> 2Cr⁺²Cl₂ + ZnCl₂

2Cr⁺³Cl₃ + 16NaOH + 3Br₂ -> 6NaBr + 6NaCl + 8H₂O + 2Na₂Cr⁺⁶O₄

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO₃ — ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия и H₂SO₄(конц.).

K₂CrO₄ + H₂SO₄ -> CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ -> 2CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

CrO₃ — кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO₄^2-:

CrO₃ + 2KOH -> K₂CrO₄ + H₂O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr₂O₇^2-:

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ -> K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K₂Cr₂O₇ + 2KOH -> 2K₂CrO₄ + H₂O

	щелочная среда
2CrO42-	<–––––––––––– ––––––––––––>	Cr2O72-
желтые хроматы	кислая среда	оранжевые

Все соединения хрома (VI) — сильные окислители.

4CrO₃ + 3S -> 3SO₂­ + 2Cr₂O₃

Применение

Хром нашел широкий спектр применения благодаря своей твердости и устойчивости к коррозии. Он используется в основном в трех отраслях промышленности ― металлургической, химической и огнеупорной. Он широко используется для производства нержавеющей стали. Сегодня это очень важный легирующий материал для сталей, дихромат используется также для покрытия металлических поверхностей.

Задачи:

1. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

a) Cr → CrCl₃ → Cr(OH)₃ → Cr₂(SO₄)₃

6) CrО₃ → Na₂CrO₄ → Na₂Cr₂O₇ → Na₂CrO₄

2. Подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса:

a) CrО₃ + NH₃ → Cr₂O₃ + N₂ + Н₂О

6) FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃+ K₂SO₄ + H₂O

в) Cr₂(SO₄)₃ + Br₂ + KOH → K₂CrO₄ + KBr + K₂SO₄ + H₂O

г) NaI + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → I₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Na₂SO₄ + H₂O