Open Library - открытая библиотека учебной информации. Гидроксиды хрома

63. Хром

Хром (Cr) – d-элемент расположенный в 4-м периоде, в VI группе побочной подгруппы. Высшая степень окисления – +6. В соединениях может проявлять степень окисления от + до +6, но наиболее характерными для хрома является степень окисления +3 и +6. В остальных степенях окисления соединения хрома неустойчивы.

Физические свойства: хром – серовато-белый металл с характерным металлическим блеском. Природный хром состоит из смеси 5 изотопов: 50, 52, 53, 54, 56. Это самый твердый из всех известных металлов, его плотность 7,2 г/см3. Температура плавления – 1855 °C, температура кипения – 2642 °C. При обычной температуре хром устойчив к воздействию воды и воздуха.

Химические свойства: электронная конфигурация: 1s22s22p2 3s23p63d54s1 . В образовании химических связей хрома участвуют не только электроны внешнего 4 уровня, но и электроны предпоследнего уровня – 3d-подуровня.

При высокой температуре хром горит в кислороде: 4Cr + 3О2 = 2Cr2О3.

Раскаленный хром реагирует с парами воды, вытесняя из нее кислород: 2Cr + 3Н2О = Cr2О3 + 3Н2?.

При нагревании реагирует с галогеноводородами, S, N2, P4, C, Si, B:

С галогенами реагирует не одинаково:

а) со фтором взаимодействует даже на холоде: Cr + 3F2 = CrF6;

б) с хлором реагирует при нагревании: 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3.

Разбавленная соляная и серная кислоты растворяют хром с выделением водорода, а в холодной азотной он пассивируется. Хром образует три оксида: CrО, Cr2О3 и CrО3.

Получение: В чистом виде хром получают двумя способами:

1) металлотермический – восстановление металла из его оксида с помощью другого металла;

2) электролитический – электролиз водного раствора хромовых кислот. При этом одновременно с хромом на катоде выделяется водород. Поэтому получаемый хром содержит включения водорода. Для получения чистого хрома его переплавляют в вакууме.

Металлический хром получают алюмотерми-ческим способом (способ Бекетова) из оксида Cr2О3 : Cr2О3 + 2Al = Al2О3 + 2Cr.

Нахождение в природе: в природе хром встречается только в виде соединений, важнейшим из которых является хромистый железняк FeCrO 4 или Fe(CrO)2 , из которого путем восстановления углеродом в электропечах получают сплав – феррохром . Используется хром в инструментальной и автомобильной промышленности: хромирование – покрытие хромом других металлов; в металлургии – при производстве легированной стали.

64. Оксиды и гидроксиды хрома

Хром образует три оксида: CrО, Cr2О3 и CrО3. Оксид хрома II (CrО) – основный оксид – черный порошок. Сильный восстановитель. CrО растворяется в разбавленной соляной кислоте: CrО + 2НСl = CrСl2 + Н2О.

При нагревании на воздухе выше 100 °C CrО превращается в Cr2О3: 4CrО + О2 = 2Cr2О3.

Оксид хрома III (Cr2О3) – тугоплавкий порошок зеленого цвета (температура плавления – 2265 °C). Твердость кристаллов близка к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств. Получают из хромистого железняка (FeCr2O4). При окислительно-щелочном сплавлении последнего с содой образуются хромат натрия NaCrO4: 2Fe(CrO2)2 + 4Na2CO3 + 1/2O2 = 4Na2CrO4 + Fe2O3 + 4CO2.

Затем Na2CrO4 переводят в Na2Cr2O7 – дихромат: Na2CrO4 + Н2SO4 = Na2Cr2O7 + Н2О + Na2SO4.

Далее дихромат восстанавливают углем и получают Cr2О3: Na2Cr2O7 + 2С = Na2CO3 + Cr2О3 + СО?.

В лаборатории Cr2О3 получают термическим разложением дихромата аммония: (Nh5)2Cr2O7?Cr2О3 + N2 + 4Н2О.

Cr2О3 – амфотерный оксид: реагирует с основаниями и кислотами при сплавлении его со щелочами образует хромиты: Cr2О3 + NaОН = 2NaCrO2 + Н2О.

Оксид хрома VI (CrО3) – темно-красные кристаллы, хорошо растворимые в воде. CrО3 – кислотный оксид, с избытком воды образует хромовую кислоту: CrO3 + h3O?h3CrO4.

CrO3 – ангидрид хромовой кислоты. При большой концентрации CrO3 образуются дихромовая кислота: 2CrO3 + h3O?h3CrO7.

CrO3 при нагревании до 250 °C разлагается: 4CrO3?2Cr2О3 + 3О2?.

Получение: взаимодействием дихромата калия с концентрированной h3S04 : К2CrO7 + Н2SO4 = CrO3? + К2SO4 + h3O. CrO3 – сильный окислитель – окисляет йод, серу, уголь, фосфор, превращаясь при этом в Cr2 О3.

Гидроксид хрома II Сг(ОН)2 желтого цвета, в воде не растворим, обладает основными свойствами, является восстановителем, получается действием щелочи на хлорид хрома CrСl2, получаемого при взаимодействии Cr c НСl:

Соединения Cr II неустойчивы и легко окисляются кислородом воздуха:

Гидроксид хрома III (Cr(OH)3)n – это сложный полимер зеленого цвета, не растворимый в воде, обладает амфотерными свойствами – растворяется в кислотах и в щелочах; реагирует с кислотами с образованием солей хрома (III):

со щелочами – с образованием сине-фиолетовых растворов – гидроксохромитов:

При сплавлении Cr(ОН)3 со щелочами получают хромиты, а с избытком – метахромиты:

studfiles.net

Хром.общая характеристика,степени окисления.оксиды и гидроксиды хрома(2,3,6). Соли хрома катионного и анионного типа. Хроматы и дихроматы.

Хром относится к достаточно распространенным элементам, содержание его в земной коре составляет примерно 0,02% (22-е место). Встречается хром исключительно в соединениях, основ-ными минералами являются хромит FeCr2O4 (или FeO•Cr2O3), или хромистый железняк, и крокоит PbCtO4 (или PbO•CrO3). Окраска многих элементов обусловлена присутствием в них хрома. Так, например, золотисто-зеленый тон изумруду или красный — рубину придает примесь оксида хрома Cr2O3.Получение Сырьем для промышленного получения хрома служит хромистый железняк. Его химическая переработка приводит к Cr2O3. Восстановление Cr2O3 с помощью алюминия или кремния дает металлический хром невысокой степени чистоты: Cr2O3+Аl=Аl2O3+2Cr 2Cr2O3+3Si=3SiO2+4Cr Более чистый металл получают электролизом концентрированных растворов соединений хрома.Хром — металл серо-стального цвета, твердый, довольно тяжелый (=7,19 г/см3), пластичный, ковкий, плавится при 1890°С, кипит при 2480°С. В природе встречается в виде смеси четырех стабильных изотопов с массовыми числами 50, 52, 53 и 54. Наиболее распространен изотоп 52Cr (83,76%).Хром может проявлять в соединениях различные степени окисления от +1 до +6; из них наиболее устойчивы соединения хрома со степенями окисления +2, +3, +6. Таким образом, в образовании химических связей участвует не только s-электрон внешнего уровня, но и пять d-электронов предвнешнего уровня.

При обычных условиях хром устойчив по отношению к кислороду, воде, а также к некоторым другим химическим реагентам. При высоких температурах хром горит в кислороде: 4Cr+3O2=2Cr2O3 В раскаленном состоянии реагирует с парами воды: 2Cr+3Н2O=Cr2O3+3h3 Металлический хром при нагревании реагирует также с галогенами, серой, азотом, фосфором, углем, кремнием и бором. Например: 2Cr+N2=2CrN 2Cr+3S=Cr2S3 Cr+2Si=CrSi2 Металл растворяется при обычной температуре в разбавленных кислотах (НСl, h3SO4) с выделением водорода. В этих случаях в отсутствие воздуха образуются соли хрома (II):Cr+2HCl=CrCl2+h3 А на воздухе — соли хрома (III): 4Cr+12НCl+3О2=4CrСl+6Н2O Если же металл погрузить на некоторое время в азотную кислоту (концентрированную или разбавленную), то он перестает растворяться в НСl и в h3SO4, не изменяется при нагревании с галогенами и т.д. Это явление — пассивирование — объясняется образованием на поверхности металла защитного слоя — очень плотной и механически прочной (хотя и очень тонкой) пленки оксида хрома Cr2O3. Основной потребитель хрома — металлургия. Сталь при добавлении хрома становится гораздо более стойкой к действию химических реагентов; повышаются и такие важные свойства стали, как прочность, твердость и износостойкость. Электролитическое покрытие хромом железных изделий (хромирование) также сообщает им устойчивость к коррозии.Семейство хромовых сплавов весьма многочисленно. Нихромы (сплавы с никелем) и хромали (с алюминием и железом) устойчивы, обладают высоким сопротивлением и используются для изготовления нагревателей в электрических печах сопротивления. Стеллит — сплав хрома (20-25%), кобальта (45-60%), вольфрама (5-20% ), железа (1-3%) — очень тверд, стоек против износа и коррозии; применяется в металлоперерабатывающей промышленности для изготовления режущих инструментов. Хромомолибденовые стали используются для создания фюзеляжей самолетов.хром образует три оксида: CrO, Cr2O3, CrO3.

Оксид хрома (II) CrO — пирофорный черный порошок. Обладает основными свойствами.В окислительно-восстановительных реакциях ведет себя как восстановитель:

CrO получают разложением в вакууме карбонила хрома Cr(СО)6 при 300°С.Оксид хрома (III) Cr2O3 — тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств. Образуется при взаимодействии Cr и O2 при высокой температуре. В лаборатории оксид хрома (III) можно получить нагреванием дихромата аммония:

(Nh5)2Cr2O7=Cr+32O3+N02+4Н2О

Гидроксид хрома (II) Cr(ОН)2 получают в виде желтого осадка, обрабатывая растворы солей хрома (II) щелочами в отсутствие кислорода:CrСl2+2NaOH=Cr(OH)2+2NaClCr(OH)2 обладает типичными основными свойствами и является сильным восстановителем:2Cr(OH)2+h3O+1/2O2 =2Cr(OH)3

Водные растворы солей хрома (II) получают без доступа воздуха растворением металлического хрома в разбавленных кислотах в атмосфере водорода или восстановлением цинком в кислой среде солей трехвалентного хрома. Безводные соли хрома (II) белого цвета, а водные растворы и кристаллогидраты — синего цвета.По своим химическим свойствам соли хрома (II) похожи на соли двухвалентного железа, но отличаются от последних более ярко выраженными восстановительными свойствами, т.е. легче, чем соответствующие соединения двухвалентного железа, окисляются. Именно поэтому очень трудно получать и хранить соединения двухвалентного хрома.

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Cr2O3+3h3SO4=Cr2(SO4)3+3Н2ОПри взаимодействии с щелочами в расплаве образуются соединения хрома (III) — хромиты (в отсутствие кислорода): Cr2O3+2NaOH=2NaCrO2+Н2ОВ воде оксид хрома (III) нерастворим.В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III) ведет себя как восстановитель:

Гидроксид хрома (III) Cr(ОН)3 — студнеобразный осадок серо-зеленого цвета, его получают при действии щелочей на растворы солей хрома (III):

Cr2(SO4)3+6NaOH=2Cr(OH)3+3Na2SO4

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами, растворяясь как в кислотах с образованием солей хрома (III):

2Cr(ОН)3+3h3SO4=Cr2(SO4)3+6Н2О так и в щелочах с образованием гидроксихромитов: Cr(OH)3+NaOH=Na3[Cr(OH)6]

При сплавлении Cr(ОН)3 с щелочами образуются метахромиты и ортохромиты:

Cr(ОН)3+NaOH=NaCrO2+2Н2O Cr(ОН)3+3NaOH=Na3CrO3+3Н2О

При прокаливании гидроксида хрома (III) образуется оксид хрома (III):

2Cr(ОН)3=Cr2O3+3Н2O

Соли трехвалентного хрома как в твердом состоянии, так и в водных растворах окрашены. Например, безводный сульфат хрома (III) Cr2(SO4)3 фиолетово-красного цвета, водные растворы сульфата хрома (III) в зависимости от условий могут менять цвет от фиолетового до зеленого. Это объясняется тем, что в водных растворах катион Cr3+ существует только в виде гидратированного иона [Cr(Н2O)6]3+ благодаря склонности трехвалентного хрома к образованию комплексных соединений. Фиолетовый цвет водных растворов солей хрома (III) обусловлен именно катионом [Cr(Н2О)6]3+. При нагревании комплексные соли хрома (III) могут частично терять воду, образуя соли различного цвета, вплоть до зеленого.Соли трехвалентного хрома сходны с солями алюминия по составу, строению кристаллической решетки, по растворимости; так, для хрома (III) так же, как и для алюминия, типично образование хромокалиевых квасцов KCr(SO4)2•12Н2О, их применяют для дубления кож и в качестве протравы в текстильном деле.Соли хрома (III)Cr2(SО4)3, CrСl3 и т.д. при хранении на воздухе устойчивы, а в растворах подвергаются гидролизу:Cr3++3Сl-+НОН«Cr(ОН)2++3Сl-+Н+Гидролиз идет по I ступени, но есть соли, которые гидролизуются нацело:Cr2S3+Н2O=Cr(OH)3¯+h3SВ окислительно-восстановительных реакциях в щелочной среде соли хрома (III) ведут себя как восстановители:

Оксид хрома (VI) CrO3 — хромовый ангидрид, представляет собой темно-красные игольчатые кристаллы. При нагревании около 200°С разлагается:4CrO3=2Cr2O3+3O2Легко растворяется в воде, имея кислотный характер, образует хромовые кислоты. С избытком воды образуется хромовая кислота h3CrO4:CrO3+Н2O=Н2CrO4При большой концентрации CrO3 образуется дихромовая кислота Н2Cr2О7:2CrO3+Н2О=Н2Cr2О7которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:Н2Cr2О7+Н2О=2Н2CrO4Хромовые кислоты существуют только в водном растворе, ни одна из этих кислот в свободном состоянии не выделена. Однако соли их весьма устойчивы.Оксид хрома (VI) является сильным окислителем:3S+4CrO3=3SO2+2Cr2O3Окисляет иод, серу, фосфор, уголь, превращаясь в Cr2O3. Получают CrO3 действием избытка концентрированной серной кислоты на насыщенный водный раствор дихромата натрия: Na2Cr2O7+2h3SO4=2CrO3+2NaHSO4+h3O Следует отметить сильную токсичность оксида хрома (VI).

Следует отметить, что в ряду гидроксидов хрома различных степеней окисления Cr(ОН)2 — Cr(ОН)3 — Н2CrО4 закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Такое изменение свойств обусловлено увеличением степени окисления и уменьшением ионных радиусов хрома. В этом же ряду последовательно усиливаются окислительные свойства. Соединения Cr (II) — сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (III). Соединения хрома(VI) — сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения с промежуточной степенью окисления, т.е. соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).Хроматы и дихроматы

Хромовые кислоты образуют два ряда соединений: хроматы — так называются соли хромовой кислоты, и дихроматы— так называются соли дихромовой кислоты. Хроматы окрашены в желтый цвет (цвет хромат-иона CrO2-4),дихроматы — в оранжевый (цвет дихромат-иона Cr2O2-7).Хроматы и дихроматы диссоциируют, образуя соответственно хромат- и дихромат-ионы:К2CrO4«2К++CrO2-4К2Cr2О7 « 2К++Cr2О2-7Хроматы получают при взаимодействии CrO3 с щелочами:CrO3+2NaOH=Na2CrO4+Н2ОДихроматы образуются при добавлении кислот к хроматам:2Na2CrO4+h3SO4=Na2Cr2O7+Na2SO4+h3OВозможен и обратный переход при добавлении щелочей к растворам дихроматов:Na2Cr2O7+2NaOH=2Na2CrO4+Н2ОТаким образом, в кислых растворах преимущественно существуют дихроматы (они окрашивают раствор в оранжевый цвет), а в щелочном — хроматы (растворы желтого цвета). Равновесие в системе хромат-дихромат можно представить следующим уравнением в сокращенной ионной форме:2CrO2-4+2Н+ «Cr2O2-7+Н2О Cr2O2-7+2OH-«2CrO2-4+Н2ОСоли хромовых кислот в кислой среде являются сильными окислителями. Они обычно восстанавливаются до соединений хрома (III), например:

ПрименениеСоединения хрома (VI) сильно ядовиты: поражают кожу, дыхательные пути, вызывают воспаление глаз. В лабораториях для мытья химический посуды часто применяют хромовую смесь, которая состоит из равных объемов насыщенного водного раствора К2Cr2О7 и концентрированной h3SO4.Растворимые в воде хроматы натрия и калия применяют в текстильном и кожевенном производстве, как консерванты древесины. Нерастворимые хроматы некоторых металлов — прекрасные художественные краски. Это и желтые кроны (PbCrO4, |ZnCrO4, SrCrO4), и красный свинцово-молибденовый крон (содержит PbCrO4 и МоCrO4) и многие другие. Богатством оттенков — от розово-красного до фиолетового — славится SnCrO4, используемая в живописи по фарфору.

48 марганец. Степени окисления. Соединения марганца, их химический характер, свойства в окислительно-восстановительныхреакцих. Влияние Ph на продукты восстановления иона MnO4=

Марганец — элемент побочной подгруппы седьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 25. марганец —металл серебристо-белого цвета. Известны пять аллотропных модификаций марганца — четыре с кубической и одна с тетрагональной кристаллической решёткой. Характерные степени окисления марганца: +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерны). При окислении на воздухе пассивируется. Порошкообразный марганец сгорает в кислороде (Mn + O2 → MnO2). Марганец при нагревании разлагает воду, вытесняя водород (Mn + 2h3O →(t) Mn(OH)2 + h3↑), образующийся гидроксид марганца замедляет реакцию.Марганец поглощает водород, с повышением температуры его растворимость в марганце увеличивается. При температуре выше 1200 °C взаимодействует сазотом, образуя различные по составу нитриды.

Углерод реагирует с расплавленным марганцем, образуя карбиды Mn3C и другие. Образует также силициды, бориды, фосфиды.C соляной и серной кислотами реагирует по уравнению: С концентрированной серной кислотой реакция идёт по уравнению: С разбавленой азотной кислотой реакция идёт по уравнению: В щелочном растворе марганец устойчив. Марганец образует следующие оксиды: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3 (не выделен в свободном состоянии) и марганцевый ангидрид Mn2O7. Mn2O7 в обычных условиях жидкое маслянистое вещество тёмно-зелёного цвета, очень неустойчивое; в смеси с концентрированной серной кислотой воспламеняет органические вещества. При 90 °C Mn2O7 разлагается со взрывом. Наиболее устойчивы оксиды Mn2O3 и MnO2, а также комбинированный оксид Mn3O4 (2MnO·MnO2, или соль Mn2MnO4). При сплавлении оксида марганца (IV) (пиролюзит) со щелочами в присутствии кислорода образуются манганаты: Раствор манганата имеет тёмно-зелёный цвет. При подкислении протекает реакция: Раствор окрашивается в малиновый цвет из-за появления аниона MnO4−, и из него выпадает коричневый осадок оксида-гидроксида марганца (IV). Марганцевая кислота очень сильная, но неустойчивая, её невозможно сконцентрировать более, чем до 20 %. Сама кислота и её соли (перманганаты) — сильные окислители. Например, перманганат калия в зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде — до соединений марганца (II), в нейтральной — до соединений марганца (IV), в сильно щелочной — до соединений марганца (VI). При прокаливании перманганаты разлагаются с выделением кислорода (один из лабораторных способов получения чистого кислорода). Реакция идёт по уравнению (на примере перманганата калия):

Под действием сильных окислителей ион Mn2+ переходит в ион MnO4−: Эта реакция используется для качественного определения Mn2+ (см. в разделе «Определение методами химического анализа»). При подщелачивании растворов солей Mn (II) из них выпадает осадок гидроксида марганца (II), быстро буреющий на воздухе в результате окисления. Подробное описание реакции см. в разделе «Определение методами химического анализа». Соли MnCl3, Mn2(SO4)3 неустойчивы. Гидроксиды Mn(OH)2 и Mn(OH)3 имеют основной характер, MnO(OH)2 — амфотерный. Хлорид марганца (IV) MnCl4 очень неустойчив, разлагается при нагревании, чем пользуются для получения хлора:

Влияние Ph на продукты восстановления йона MnO4- Ph< 7 (2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3h3SO4 --> 2MnSO4 + 2K2SO4 + 5Na2SO4 + 3h3O) Ph = 7 (2KMnO4 + 3Na2SO3 + h3O --> 2MnO2 (осадок) + 3Na2SO4 + 2KOH) Ph> 7 (2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH --> 2K2MnO4 + Na2SO4 + h3O)

cyberpedia.su

Оксиды и гидроксиды хрома

Химия Оксиды и гидроксиды хрома
просмотров - 243

Хром

Хром (Cr)– d-элемент расположенный в 4-м периоде, в VI группе побочной подгруппы. Высшая степень окисления – +6. В соединениях может проявлять степень окисления от + до +6, но наиболее характерными для хрома является степень окисления +3 и +6. В остальных степенях окисления соединения хрома неустойчивы.

Физические свойства:хром – серовато-белый металл с характерным металлическим блеском. Природный хром состоит из смеси 5 изотопов: 50, 52, 53, 54, 56. Это самый твердый из всех известных металлов, его плотность 7,2 г/см3. Температура плавления – 1855 °C, температура кипения – 2642 °C. При обычной температуре хром устойчив к воздействию воды и воздуха.

Химические свойства:электронная конфигурация: 1s22s22p2 3s23p63d54s1 . В образовании химических связей хрома принимают участие не только электроны внешнего 4 уровня, но и электроны предпоследнего уровня – 3d-подуровня.

При высокой температуре хром горит в кислороде: 4Cr + 3О2 = 2Cr2О3.

Раскаленный хром реагирует с парами воды, вытесняя из нее кислород: 2Cr + 3Н2О = Cr2О3 + 3Н2?.

При нагревании реагирует с галогеноводородами, S, N2, P4, C, Si, B:

С галогенами реагирует не одинаково:

а) со фтором взаимодействует даже на холоде: Cr + 3F2 = CrF6;

б) с хлором реагирует при нагревании: 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3.

Получение:В чистом виде хром получают двумя способами:

1)металлотермический – восстановление металла из его оксида с помощью другого металла;

2)электролитический – электролиз водного раствора хромовых кислот. При этом одновременно с хромом на катоде выделяется водород. По этой причине получаемый хром содержит включения водорода. Для получения чистого хрома его переплавляют в вакууме.

Металлический хром получают алюмотерми-ческим способом (способ Бекетова) из оксида Cr2О3 : Cr2О3 + 2Al = Al2О3 + 2Cr.

Нахождение в природе:в природе хром встречается только в виде соединений, важнейшим из которых является хромистый железняк FeCrO 4 или Fe(CrO)2 , из которого путем восстановления углеродом в электропечах получают сплав – феррохром . Используется хром в инструментальной и автомобильной промышленности: хромирование – покрытие хромом других металлов; в металлургии – при производстве легированной стали.

Хром образует три оксида: CrО, Cr2О3 и CrО3. Оксид хрома II (CrО)– основный оксид – черный порошок. Сильный восстановитель. CrО растворяется в разбавленной соляной кислоте: CrО + 2НСl = CrСl2 + Н2О.

При нагревании на воздухе выше 100 °C CrО превращается в Cr2О3: 4CrО + О2 = 2Cr2О3.

Оксид хрома III (Cr2О3)– тугоплавкий порошок зеленого цвета (температура плавления – 2265 °C). Твердость кристаллов близка к корунду, в связи с этим его вводят в состав полирующих средств. Получают из хромистого железняка (FeCr2O4). При окислительно-щелочном сплавлении последнего с содой образуются хромат натрия NaCrO4: 2Fe(CrO2)2 + 4Na2CO3 + 1/2O2 = 4Na2CrO4 + Fe2O3 + 4CO2.

Затем Na2CrO4 переводят в Na2Cr2O7 – дихромат: Na2CrO4 + Н2SO4 = Na2Cr2O7 + Н2О + Na2SO4.

Далее дихромат восстанавливают углем и получают Cr2О3: Na2Cr2O7 + 2С = Na2CO3 + Cr2О3 + СО?.

В лаборатории Cr2О3 получают термическим разложением дихромата аммония: (Nh5)2Cr2O7?Cr2О3 + N2 + 4Н2О.

Оксид хрома VI (CrО3) –темно-красные кристаллы, хорошо растворимые в воде. CrО3 – кислотный оксид, с избытком воды образует хромовую кислоту: CrO3 + h3O?h3CrO4.

CrO3 – ангидрид хромовой кислоты. При большой концентрации CrO3 образуются дихромовая кислота: 2CrO3 + h3O?h3CrO7.

CrO3 при нагревании до 250 °C разлагается: 4CrO3?2Cr2О3 + 3О2?.

Получение:взаимодействием дихромата калия с концентрированной h3S04 : К2CrO7 + Н2SO4 = CrO3? + К2SO4 + h3O. CrO3 – сильный окислитель – окисляет йод, серу, уголь, фосфор, превращаясь при этом в Cr2 О3.

Гидроксид хрома II Сг(ОН)2желтого цвета͵ в воде не растворим, обладает основными свойствами, является восстановителем, получается действием щелочи на хлорид хрома CrСl2, получаемого при взаимодействии Cr c НСl:

Соединения Cr II неустойчивы и легко окисляются кислородом воздуха:

Гидроксид хрома III (Cr(OH)3)n- ϶ᴛᴏ сложный полимер зеленого цвета͵ не растворимый в воде, обладает амфотерными свойствами – растворяется в кислотах и в щелочах; реагирует с кислотами с образованием солей хрома (III):

со щелочами – с образованием сине-фиолетовых растворов – гидроксохромитов:

При сплавлении Cr(ОН)3 со щелочами получают хромиты, а с избытком – метахромиты: