Хром металл средней активности

ЕГЭ 2018 по химии › Подготовка к ЕГЭ 2018

Медь находится в четвертом периоде, группе IБ. Ее электронная формула 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1, наиболее устойчивые степени окисления +2 и +1. Медь в промышленности получают пирометаллургическим методом, что можно описать следующим уравнением:

Полученную медь называют черновой (содержание меди 95–98%). Затем медь подвергают электролитическому рафинированию для получения меди высокой чистоты. Металл малой активности, в ряду напряжений металлов медь расположена после водорода. Ее химические свойства:

Йодид меди (II) не существует. Попытки получить его реакциями обмена приводят к иодиду меди (I) и йоду, например:

В электрохимическом ряду напряжений металлов медь расположена после водорода, поэтому с разбавленной соляной кислотой она не реагирует. Однако с концентрированной соляной кислотой она взаимодействует с образованием дихлоркупрата (I) водорода:

Кроме того, медь способна взаимодействовать с соляной кислотой в присутствии кислорода воздуха:

Медь образует оксиды состава Cu2O, CuO. Первый проявляет основные, а второй амфотерные с преобладанием основных свойства. Оба оксида легко восстанавливаются до меди под действием различных восстановителей:

Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 разлагается при нагревании, проявляет амфотерные свойства с преобладанием основных:

Серебро находится в пятом периоде, группе IБ. Его электронная формула 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1. В промышленности серебро получают комплексной переработкой полиметаллических руд. Химические реакции, характерные для серебра:

Оксид серебра Ag2O — термически нестабильный, типичный основный оксид. Его химические свойства:

Цинк находится в четвертом периоде, группе IIБ. Его электронная формула 30Zn 1s22s22p63s23p63d104s2. В промышленности цинк получают либо электролизом водного раствора его сульфата, либо пирометаллургическим методом: сернистые руды подвергают обжигу с последующим восстановлением оксида цинка коксом:

• Цинк относится к металлам средней активности, в своих соединениях проявляет единственную степень окисления +2. Характерные для цинка химические реакции:
• Особенностью цинка являются его реакции с серной и азотной кислотами различной концентрации. При этом в зависимости от концентрации кислот образуются различные продукты реакции:
• Оксид и гидроксид цинка являются амфотерными. Их характерные реакции:

Хром расположен в четвертом периоде, группе VIБ. Его электронная формула 24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1. Металл средней активности. В своих соединениях хром проявляет степени окисления +2, +3 и +6. В промышленности чистый хром получают восстановлением оксида хрома методом алюминотермии:

1. Его характерные химические реакции:

Хром образует ряд оксидов: CrO — основный оксид, Cr2O3 — амфотерный оксид, CrO3 — кислотный оксид, следовательно, рост степени окисления сопровождается усилением кислотных свойств. Все оксиды хрома вступают в окислительно-восстановительные реакции.

• Ниже приведены характерные для этих соединений химические реакции:
• Гидроксид хрома (III) проявляет амфотерные свойства, вступает в окислительно-восстановительные реакции:

Марганец расположен в четвертом периоде, группе VIIБ, Периодической системы Д.И. Менделеева. Его электронная формула 1s22s22p63s23p63d54s2. Характерные степени окисления марганца +2, +4, +6 и +7. В чистом виде марганец получают термическим восстановлением оксидов или галогенидов водородом, натрием, магнием, алюминием, углеродом или кремнием (метод кремнийтермии):

1. Особо чистый марганец получают электролизом водного раствора сульфата марганца (II).
2. Химические свойства марганца:

Марганец образует пять оксидов: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3, Mn2O7. MnO проявляет основные свойства. Mn2O3 при взаимодействии с разбавленными растворами кислот диспропорционирует, а при нагревании с концентрированными растворами кислот выделяет кислород:

• MnO2 не взаимодействует ни со щелочами, ни с разбавленными растворами кислот. С концентрированными кислотами при нагревании реагирует так же, как и Mn2O3:

Mn2O7 — единственный среди оксидов марганца, который является жидкостью при нормальных условиях. Кислотный оксид. Разлагается уже при температуре 55 °С, при ударе может взорваться.

Железо находится в четвертом периоде, группе VIIIБ. Его электронная формула 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2. Металл средней активности, в своих соединениях проявляет степени окисления +2 и +3. Известны ряд соединений железа со степенью окисления +6. Они являются сильными окислителями. Химически чистое железо получают разложением его пентакарбонила:

Основная масса железа используется не в чистом виде, а в виде сплавов с углеродом (сталь, чугун) и другими элементами. Эти сплавы получают в доменных печах. Упрощенно этот процесс можно описать уравнением:

1. Характерные для железа химические реакции:
2. FeO проявляет основные, а Fe2O3 — амфотерные с преобладанием основных свойства. Оба оксида вступают в окислительно-восстановительные реакции:
3. Для двойного оксида железа (II) — железа (III) Fe3O4 (магнетит) характерны в первую очередь окислительно-восстановительные реакции, а также реакции обмена, которые идут также, как и у входящих индивидуально в его состав оксидов:
4. Гидроксид железа (II) практически проявляет только основные свойства, при нагревании разлагается, вступает в окислительно-восстановительные реакции:
5. Гидроксид железа (III) проявляет амфотерные с преобладанием основных свойства, при нагревании разлагается, вступает в окислительно-восстановительные реакции:
6. Йодид железа (III) не существует. Попытки получить его обменными реакциями приводят к йодиду железа (II) и йоду:

Переходные элементы: медь, хром, железо — Умскул Учебник

• Что такое переходные металлы;
• Основные характеристики меди, хрома и железа;
• Их физические и химические свойства.

К переходным элементам относятся такие, которые расположены в побочных подгруппах больших периодов периодической системы Д.И. Менделеева. К ним принадлежат d– и f–элементы.

Название «переходные» связано с тем, что переходные элементы расположены между s– и р–элементами.

Мы рассмотрим три металла: железо, хром и медь.

Железо — металл VIIIB-группы четвёртого периода. Его особенностью, как и особенностью других переходных металлов, является наличие валентных электронов как на внешнем (4s), так и на предвнешнем (3d) подуровнях.

Хром — металл VIB-группы четвёртого периода. Как и железо, это d-элемент, у которого валентные электроны находятся и на внешнем слое и на предвнешнем подуровне. Помимо этого, в атоме хрома в основном состоянии происходит провал электрона. 

Железо и хром имеют идентичный набор степеней окисления, а также возможных оксидов и гидроксидов: 0, +2, +3, +6.

Медь — металл IB-группы четвёртого периода. Как и в случае других элементов побочных подгрупп, особенностью для неё является наличие валентных электронов как на внешнем (4s), так и на предвнешнем (3d) подуровнях. Как и у хрома, у меди в электронной конфигурации наблюдается провал электрона.

Степени окисления меди следующие: 

• низшая степень окисления равна 0, как и у всех металлов; 
• высшая равна +2; 
• промежуточная равна +1.

Физические свойства

По физическим свойствам железо и хром — совершенно типичные металлы серебристо-белого цвета, которые не растворяются в воде, а на воздухе покрываются прочной оксидной плёнкой. 

Особенностью железа является его быстрая коррозия (то есть окисление) кислородом во влажном воздухе, а особенностью хрома — высокая твёрдость: он является одним из самых твёрдых металлов. 

Медь же — металл красного цвета, один из четырёх металлов, имеющих явную цветовую окраску, которая отлична от серой или серебристой. 

Ряд активности металлов

Что же из себя представляет ряд активности металлов давайте разбираться. Металлы — группа химических элементов, обладающих сходными свойствами. Среди них — электропроводность, пластичность, температурная зависимость сопротивления.

По виду металлы можно отличить по характерному блеску, который так и назвали — металлический. Но химические свойства элементов отличаются в зависимости от строения их молекул и кристаллической решетки. Особенно ярко отличия проявляются по отношению взаимодействия с кислотами и щелочами.

Всего на данный момент насчитывается 96 металлов. Общие свойства металлов показаны в таблице:

Все металлы в той или иной степени являются восстановителями, то есть, отдают электроны при течении окислительно-восстановительных реакций.

Таблица электроотрицательности металлов показывает, какой металл является наиболее активным восстановителем.

Если цифра напротив элемента больше 2, то это окислитель с характерными свойствами и выходит из ряда металлов, проявляя типичные свойства неметалла.

Электрохимический ряд активности металлов показывает, какие из металлов более активные, какие менее. Расположение элементов в горизонтальном ряду слева направо показывает направление снижения восстановительной способности и возрастание окислительной.

• Восстановительная способность — свойство отдавать электроны в химических реакциях с водными растворами солей и щелочей.
• Окислительная способность — свойство присоединять электроны в реакциях с теми же веществами.

Металлы в правой стороне  более слабые восстановители, они вытесняются при реакциях с солевыми растворами металлами, расположенными левее.

Пример реакции — Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu, которая протекает только в одном направлении.

Цинк вытесняет медь, реагируя с водным раствором любой соли меди. Цинковая пластинка, при этом, растворяется, а медная восстанавливается.

Такую последовательность элементов  еще называют ряд напряженности металлов, или ряд Бекетова. На всех вариантах записи ряда можно заметить, что последовательность металлов разделена знаком водорода (гидрогена), который металлом никак не является.

Это своеобразный маркер, показывающий, что стоящие левее металлы вытесняют водород из водных растворов кислот, не обладающих  окислительными свойствами.

Некоторые металлы, например, литий, кальций, барий и остальные, стоящи до алюминия, вытесняют водород и при реакции с водой.

1. 2Al +3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2↑
2. Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑
3. Стоящие правее знака водорода металлы с кислотами-неокислителями не взаимодействуют при нормальных условиях.

Шкала активности металлов широко используется для практических целей, например, в гальванике. Если электроды сделаны из разных металлов, то разрушаться будет тот, который стоит левее. Чем больше промежуток между металлами в ряду, тем активнее проходит процесс коррозии.

Например, метод оцинковки позволяет защитить железо именно потому, что  цинк находится левее железа в ряду активности. Пока он не разрушится, то ржавчина на железе не появится. При электролизе, расположенные за водородом металлы осаживаются на катоде, а самые активные, занимающее места до алюминия, выделить из солевых растворов в не получится при нормальных температуре и давлении.

Малоактивные металлы, так называемые переходные элементы с электроотрицательностью в пределах 1,5 – 2. Это:

• Ртуть;
• Олово;
• Серебро;
• Никель;
• Рений;
• Медь;
• Марганец и еще несколько элементов.

К металлам средней активности относятся элементы с числом электроотрицательности от 1 до 1,5. В эту группу входят такие известные элементы, как магний, плутоний, неодим, кальций. Остальные элементы обладают высокой химической активностью.

Лидирует в этом списке Франций, который практически не встречается в чистом виде. Из более известных можно назвать калий и натрий, которые приходится хранить в керосине, чтобы они не взаимодействовали с водой и воздухом.

Если извлечь их из керосина, то металлы практически мгновенно сгорают.

• Реакции кальция и натрия с водой при комнатной температуре выглядят так:
• 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
• Сa + 2H2O = Сa(OH)2 + H2↑Стоящие в ряду электронапряжения металлов правее элементы тоже взаимодействуют с водой, но реакция протекает при более высокой температуре с образованием оксида и водорода.
• 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2↑

Если вступает в реакцию металл и неметалл, то электрический ряд напряжений металлов тоже дает возможность заранее узнать, в каком направлении будет протекать реакция.

Скорость реакции зависит как от восстановительной активности металла, так и от окислительных свойств неметалла.

Стоящие до водорода металлы реагируют с кислородом уже при комнатной температуре, некоторые — достаточно бурно, например, литий и кальций.

4Li + O2 = 2Li2O

2Ca + O2 = 2CaO.

При таком взаимодействии образуются оксиды. Менее активные металлы, например железо, реагируют с кислородом спокойнее, а некоторые, например, золото и серебро,  платина не окисляются вовсе, благодаря чему получили определение благородных.

С хлором реагируют практически все активные металлы с выделением теплоты.

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

Также выделяется теплота при реакции активных металлов с серой, но начинается она при нагревании. После начала реакции нагрев не нужен — образовавшегося тепла достаточно для поддержания реакции.

2Al + 3S = Al2S3

Внимательно изучив ряд металлов, несложно определить тип реакции при контакте с другими элементами в зависимости от места в последовательности. Также легко назвать основные характеристики металла, как химического элемента, и возможность его использования на практике.

Хром | это… Что такое Хром?

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

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:

• Cr2O3 18—62 %,
• FeO 1—18 %,
• MgO 5—16 %,
• Al2O3 0,2 — 0,4 (до 33 %),
• Fe2O3 2 — 30 %,
• примеси TiO2 до 2 %,
• ZnO до 5 %,
• MnO до 1 %; присутствуют также Co, Ni и др.

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):

• 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:

1. 2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа;
2. 3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат;
3. 4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата натрия углём:

5) с помощью алюминотермии получают металлический хром:

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;

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.

Диаграмма Пурбе для хрома

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»):

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):

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

Сплавляя Cr2O3 со щелочами получают хромиты:

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

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

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

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:

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

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:

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:

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

• 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

• Категория:Соединения хрома
• Хромтау

Примечания

Химические свойств хрома и его соединений

• Химические свойства хрома и его важнейших соединений
• Хром – твердый голубовато-белый металл.

Хром в переводе с греч. означает «цвет, краска» (многие природные и синтетические соединения Сr имеют яркую разнообразную окраску).

Элемент VI Б группы ПСХЭ. Электронная конфигурация хрома записывается как 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 , то есть наблюдается “проскок электрона” (как и для меди). Наиболее часто проявляемые степени окисления хрома: +2, +3 и +6.

Важнейшие соединения хрома

Степень окисления хрома	+2	+3	+6
Оксид	CrO	Cr2O3	CrO3
Гидроксид	Cr(OH)2	Cr(OH)3	H2CrO4 – хромовая к-та
H2Cr2O7 – дихромовая к-та
Характер оксида и гидроксида	основный	амфотерный	кислотный
Соли	Cr2+	Cr3+	CrO42- хроматы
Cr2O42-  дихроматы

1. Химические свойства хрома
2. При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде благодаря защитной оксидной плёнке, образующейся на поверхности металла.
3. I Взаимодействие с простыми веществами  — неМе

1. C кислородом реагирует при нагревании более 600 ºС с образованием зелёного оксида хрома (III):

4Cr + 3O2 = 2Cr2O3

1. С хлором и фтором реагирует при более низких температурах (250 и 300 ºС соответственно):

2Cr + 3F2 = 2CrF3

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

1. С бромом хром реагирует при температуре красного каления (900 ºС):

2Cr + 3Br2 = 2CrBr3

1. С азотом металлический хром реагирует при температуре выше 1000 ºС:

2Cr + N2 = 2CrN

1. С серой хром образует и сульфид хрома (II), и сульфид хрома III), что зависит от пропорций исходных веществ:

Cr + S = CrS

2Cr + 3S = Cr2S3

1. C водородом хром не реагирует!

• II Взаимодействие со сложными веществами
• Хром – металл средней активности, поэтому тонкоизмельченный хром при высокой температуре реагирует с водяным паром, образуя оксид хрома (III) и водород:
• 2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2 ↑

1. В электрохимическом ряду напряжений металлов хром находится до водорода, поэтому он вытесняет водород из разбавленных хлороводородной и серной кислот, образуя окрашенные в голубой цвет соли хрома (II):

1. Cr + 2HCl(разб.) = CrCl2 + H2 ↑
2. Cr + H2SO4 (разб.) = CrSO4 + H2 ↑
3. На воздухе катионы Cr2+ быстро окисляются до Cr3+ :
4. 4CrCl2 + O2 + 4HCl(разб.) = 4CrCl3 + 2H2O
5. В присутствии кислорода воздуха разбавленные хлороводородная и серная кислоты реагируют с хромом с образованием солей хрома (III):
6. 4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O
7. Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании с образованием солей хрома (III) и продуктов восстановления кислот:
8. 2Cr + 6H2SO4 (конц.) = Cr2(SO4)3 + 3SO2 ↑ + 6H2O
9. Cr + 6HNO3 (конц.) = Cr(NO3)3 + 3NO2 ↑+ 3H2O
10. В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является N2:
11. 10 Cr + 36HNO3(разб) = 10Cr(NO3)3 + 6N2↑ + 18 H2O

1. При взаимодействии с сильными окислителями в щелочной среде хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:

• Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + H2O
•                                  хромат калия
• Cr + 3NaNO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + 3NaNO2 + H2O
•                                      хромат натрия
• Соединения хрома (II) и их важнейшие химические свойства
• Важнейшие соединения хрома (II) – оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II)
•      
•         Оксид хрома (II) СrO                   Гидроксид хрома (II) Сr(OH)2
• Оксид хрома (II) CrO и гидроксид хрома (II) Сr(OH)2 проявляют основные свойства.
• Оксид хрома (II) взаимодействует с кислотами с образованием солей:
• CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O
• При обычной температуре оксид хрома (II) устойчив на воздухе, при 1000 ºС окисляется до оксида хрома (VI):
• 4CrO + O2 = 2Cr2O3
• С разбавленной серной и азотной кислотой, щелочами не взаимодействует.
• Гидроксид хрома (II) Cr(OH)2 – вещество коричневого или желтого цвета, плохо растворяется в воде, проявляет основные свойства, медленно реагирует только с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего цвета:
• Cr(OH)2 + H2SO4 = CrSO4 + 2H2O.
• С разбавленными кислотами и щелочами не взаимодействует.
• Хороший восстановитель, легко окисляется кислородом воздуха:
• 4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3
• Соединения хрома (III) и их важнейшие химические свойства
• Одни из важнейших соединений хрома (III) – оксид Cr2O3 и гидроксид Cr(OH)3 
•              
•              Оксид хрома (III) Cr2O3             Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3                 
• Взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами, доказывая свою амфотерную природу:
• Cr2O3 + 2KOH = 2KCrO2 + H2O – при сплавлении со щелочами
• Cr2O3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3H2O – с кислотами
• Cr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2 – при сплавлении с карбонатами
• Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O – c кислотами
• Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6] —  в растворе со щелочами
• При действии кислот хроматы разрушаются. Недостаток кислоты приводит к образованию гидроксида хрома (III):
• NaCrO2 + HCl + H2O = Cr(OH)3 ↓ + NaCl
• При избытке кислоты образуются соли:
• NaCrO2 + 4HCl = CrCl3 + NaCl + 2H2O
• Соединения хрома (VI) и их важнейшие химические свойства
• Оксид хрома (VI) – темно-красное кристаллическое вещество, растворимое в воде.
• Оксид хрома (VI) CrO3
• Типичный кислотный оксид, образует кислоты:
• CrO3 + H2O = H2CrO4 – хромовая кислота
• 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7 – дихромовая кислота
• Как типичный кислотный оксид CrO3 реагирует со щелочами и основными оксидами с образованием хроматов:
• CrO3 + BaO = BaCrO4
• CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O
• H2CrO4                                                                                      H2Cr2O7
• Хромовая кислота                                 Дихромовая кислота
• Хроматы                                                Дихроматы
• Соединения хрома (VI) – сильные окислители!