Хром. Вещество хром

Хром Википедия

Внешний вид простого вещества Свойства атома Название, символ, номер Атомная масса (молярная масса) Электронная конфигурация Радиус атома Химические свойства Ковалентный радиус Радиус иона Электроотрицательность Электродный потенциал Степени окисления Энергия ионизации (первый электрон) Термодинамические свойства простого вещества Плотность (при н. у.) Температура плавления Температура кипения Уд. теплота плавления Уд. теплота испарения Молярная теплоёмкость Молярный объём Кристаллическая решётка простого вещества Структура решётки Параметры решётки Температура Дебая Прочие характеристики Теплопроводность Номер CAS


Твёрдый металл голубовато-белого цвета
Хром / Chromium (Cr), 24
51,9961(6)[1] а. е. м. (г/моль)
[Ar] 3d5 4s1
130 пм
118 пм
(+6e)52 (+3e)63 пм
1,66 (шкала Полинга)
−0,74
6, 3, 2, 0
652,4 (6,76) кДж/моль (эВ)
7,19 г/см³
2130 K
2945 K
21 кДж/моль
342 кДж/моль
23,3[2] Дж/(K·моль)
7,23 см³/моль
кубическая объёмноцентрированая
2,885 Å
460 K
(300 K) 93,9 Вт/(м·К)
7440-47-3

Хром — элемент побочной подгруппы 6-й 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. Хром иногда относят к чёрным металлам.

История

Происхождение названия

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

История

Открыт на Среднем Урале, в Березовском золоторудном месторождении. Впервые упоминается в труде М. В. Ломоносова «Первые основания металлургии» (1763 год), как красная свинцовая руда, PbCrO4. Современное название — крокоит. В 1797 году французский химик Л. Н. Воклен выделил из него новый тугоплавкий металл (скорее всего, Воклен получил карбид хрома).

Нахождение в природе

Хром является довольно распространённым элементом в земной коре (0,012 % по массе)[3]. Основные соединения хрома — хромистый железняк (хромит) FeO·Cr2O3. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO4.

Месторождения

Самые большие месторождения хрома находятся в ЮАР (1-е место в мире), Казахстане, России, Зимбабве, Мадагаскаре. Также есть месторождения на территории Турции, Индии, Армении[4], Бразилии, на Филиппинах[5].

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

Разведанные запасы в Казахстане составляют свыше 350 миллионов тонн (2-е место в мире)[5].

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 (Mg, 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 %,
V2O5 до 0,2 %,
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):

Fe(CrO2)2+4C→Fe+2Cr+4CO{\displaystyle {\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:

4Fe(CrO2)2+8Na2CO3+7O2→8Na2CrO4+2Fe2O3+8CO2{\displaystyle {\mathsf {4Fe(CrO_{2})_{2}+8Na_{2}CO_{3}+7O_{2}\rightarrow 8Na_{2}CrO_{4}+2Fe_{2}O_{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:

Na2Cr2O7+2C→Cr2O3+Na2CO3+CO{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}Cr_{2}O_{7}+2C\rightarrow Cr_{2}O_{3}+Na_{2}CO_{3}+CO}}}

5) с помощью алюминотермии получают металлический хром:

Cr2O3+2Al→Al2O3+2Cr+130kcal{\displaystyle {\mathsf {Cr_{2}O_{3}+2Al\rightarrow Al_{2}O_{3}+2Cr+130kcal}}}

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;

Cr2O72−+14H++12e−→2Cr+7h3O{\displaystyle {\mathsf {Cr_{2}O_{7}^{2-}+14H^{+}+12e^{-}\rightarrow 2Cr+7H_{2}O}}}

Физические свойства

В свободном виде — голубовато-белый металл с кубической объёмноцентрированной решёткой, a = 0,28845 нм. Ниже температуры 38 °C является антиферромагнетиком, выше переходит в парамагнитное состояние (точка Нееля).

Хром имеет твёрдость по шкале Мооса 5[6], один из самых твёрдых чистых металлов (уступает только иридию, бериллию, вольфраму и урану). 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[7].

Степень окисления Оксид Гидроксид Характер Преобладающие формы в растворах Примечания

+2	CrO (чёрный)	Cr(OH)2 (жёлтый)	Основный	Cr2+ (соли голубого цвета)	Очень сильный восстановитель
+3	Cr2O3 (зелёный)	Cr(OH)3 (серо-зелёный)	Амфотерный	Cr3+ (зелёные или лиловые соли) [Cr(OH)4]− (зелёный)
+4	CrO2	не существует	Несолеобразующий	—	Встречается редко, малохарактерна
+6	CrO3 (красный)	h3CrO4 h3Cr2O7	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»):

2Cr3+→Zn,HCl[H]2Cr2+{\displaystyle {\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[8]. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr2+ окисляется, в результате чего голубой раствор быстро зеленеет.

Коричневый или жёлтый 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 (в водных растворах ион Cr3+ существует в виде аквакомплексов [Cr(h3O)6]3+) до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы).

Cr3+ склонен к образованию двойных сульфатов вида MICr(SO4)2·12h3O (квасцов)

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

Cr3++3Nh4+3h3O→Cr(OH)3↓+3Nh5+{\displaystyle {\mathsf {Cr^{3+}+3NH_{3}+3H_{2}O\rightarrow Cr(OH)_{3}\downarrow +3NH_{4}^{+}}}}

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

Cr3++3OH−→Cr(OH)3↓{\displaystyle {\mathsf {Cr^{3+}+3OH^{-}\rightarrow Cr(OH)_{3}\downarrow }}} Cr(OH)3+3OH−→[Cr(OH)6]3−{\displaystyle {\mathsf {Cr(OH)_{3}+3OH^{-}\rightarrow [Cr(OH)_{6}]^{3-}}}}

Сплавляя Cr2O3 со щелочами, получают хромиты:

Cr2O3+2NaOH→2NaCrO2+h3O{\displaystyle {\mathsf {Cr_{2}O_{3}+2NaOH\rightarrow 2NaCrO_{2}+H_{2}O}}}

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

Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {Cr_{2}O_{3}+6HCl\rightarrow 2CrCl_{3}+3H_{2}O}}}

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

2Na3[Cr(OH)6]+3h3O2→2Na2CrO4+2NaOH+8h3O{\displaystyle {\mathsf {2Na_{3}[Cr(OH)_{6}]+3H_{2}O_{2}\rightarrow 2Na_{2}CrO_{4}+2NaOH+8H_{2}O}}}

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

2Cr2O3+8NaOH+3O2→4Na2CrO4+4h3O{\displaystyle {\mathsf {2Cr_{2}O_{3}+8NaOH+3O_{2}\rightarrow 4Na_{2}CrO_{4}+4H_{2}O}}}

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 h3CrO4 и двухромовая h3Cr2O7. 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 h3CrO4, дихромовую h3Cr2O7 и другие изополикислоты с общей формулой h3CrnO3n+1. Увеличение степени полимеризации происходит с уменьшением рН, то есть увеличением кислотности:

2CrO42−+2H+→Cr2O72−+h3O{\displaystyle {\mathsf {2CrO_{4}^{2-}+2H^{+}\rightarrow Cr_{2}O_{7}^{2-}+H_{2}O}}}

Но если к оранжевому раствору K2Cr2O7 прилить раствор щёлочи, как окраска вновь переходит в жёлтую, так как снова образуется хромат K2CrO4:

Cr2O72−+2OH−→2CrO42−+h3O{\displaystyle {\mathsf {Cr_{2}O_{7}^{2-}+2OH^{-}\rightarrow 2CrO_{4}^{2-}+H_{2}O}}}

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

h3CrnO3n+1→h3O+nCrO3{\displaystyle {\mathsf {H_{2}Cr_{n}O_{3n+1}\rightarrow H_{2}O+nCrO_{3}}}}

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

Ba2++CrO42−→BaCrO4↓{\displaystyle {\mathsf {Ba^{2+}+CrO_{4}^{2-}\rightarrow BaCrO_{4}\downarrow }}} 2Ba2++Cr2O72−+h3O→2BaCrO4↓+2H+{\displaystyle {\mathsf {2Ba^{2+}+Cr_{2}O_{7}^{2-}+H_{2}O\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:

K2Cr2O7+14HCl→2CrCl3+2KCl+3Cl2↑+7h3O{\displaystyle {\mathsf {K_{2}Cr_{2}O_{7}+14HCl\rightarrow 2CrCl_{3}+2KCl+3Cl_{2}\uparrow +7H_{2}O}}}

Добавление к дихроматам перекиси водорода, серной кислоты и органического растворителя (эфира) приводит к образованию синего монопероксида хрома(VI) CrO5(CrO32-O2- , 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. Добавка хрома существенно повышает твердость и коррозийную стойкость 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[9], металлическая пыль хрома раздражает ткани лёгких. Соединения хрома(III) вызывают дерматиты.

Соединения хрома в степени окисления +6 особо токсичны. Практически вся хромовая руда обрабатывается через преобразование в дихромат натрия. В 1985 году было произведено примерно 136 000 тонн шестивалентного хрома.[10] Другими источниками шестивалентного хрома являются триоксид хрома и различные соли — хроматы и дихроматы. Шестивалентный хром используется при производстве нержавеющих сталей, текстильных красок, консервантов для дерева, при хромировании и пр.

Шестивалентный хром является признанным канцерогеном при вдыхании.[11] На многих рабочих местах сотрудники подвержены воздействию шестивалентного хрома, например, при гальваническом хромировании или сварке нержавеющих сталей.[11] В Европейском союзе использование шестивалентного хрома существенно ограничено директивой RoHS.

Шестивалентный хром транспортируется в клетки человеческого организма с помощью сульфатного транспортного механизма благодаря своей близости к сульфатам по структуре и заряду. Трёхвалентный хром, более часто встречающийся, не транспортируется в клетки.

Внутри клетки Cr(VI) восстанавливается до метастабильного пятивалентного хрома (Cr(V)), затем до трехвалентного хрома (Cr(III)). Трехвалентный хром, присоединяясь к протеинам, создает гаптены, которые включают иммунную реакцию. После их появления чувствительность к хрому не пропадает. В этом случае даже контакт с текстильными изделиями, окрашенными хромсодержащими красками или с кожей, обработанной хромом, может вызвать раздражение кожи. Витамин C и другие агенты реагируют с хроматами и образуют Cr(III) внутри клетки.[12]

Продукты шестивалентного хрома являются генотоксичными канцерогенами. Хроническое вдыхание соединений шестивалентного хрома увеличивает риск заболеваний носоглотки, риск рака лёгких. (Лёгкие особенно уязвимы из-за большого количества мелких капилляров). Видимо, механизм генотоксичности запускается пяти- и трёхвалентным хромом.

В США предельно допустимая концентрация шестивалентного хрома в воздухе составляет 5 мкг/м³ (0,005 мг/м³).[13][14] В России предельно допустимая концентрация хрома (VI) существенно ниже — 1,5 мкг/м³ (0,0015 мг/м³).[15]

Одним из общепризнанных методов избежания шестивалентного хрома является переход от технологий гальванического хромирования к газотермическому и вакуумному напылению.

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.[16]

См. также

Примечания

↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. — Vol. 85, no. 5. — P. 1047-1078. — DOI:10.1351/PAC-REP-13-03-02.
↑ Редкол.:Зефиров Н. С. (гл. ред.). Химическая энциклопедия: в 5 т. — Москва: Большая Российская энциклопедия, 1999. — Т. 5. — С. 308.
↑ 1. Дроздов А. А. и др. Неорганическая химия: В 3 т./Под ред. ЮД Третьякова. T. 2: Химия переходных металлов. – 2004. 2. Greenwood N. N., Earnshaw A. Chemistry of the Elements. – 1984.
↑ статья «Минеральные ресурсы». Энциклопедия «Кругосвет». Архивировано 21 августа 2011 года.
↑ 1 2 ХРОМ | Онлайн Энциклопедия Кругосвет.
↑ Поваренных А. С. Твердость минералов. — АН УССР, 1963. — С. 197—208. — 304 с.
↑ Реми Г. Курс неорганической химии. Т. 2. М., Мир, 1966. С. 142—180.
↑ Некрасов Б. В. Курс общей химии. М:, ГНХТИ, 1952, С. 334
↑ Хром // Большая медицинская энциклопедия : в 30 т. / гл. ред.Б.В. Петровский. — 3 изд. — Москва : Советская энциклопедия, 1986. — Т. 27. Хлоракон - Экономика здравоохранения. — 576 с. — 150 000 экз.
↑ Gerd Anger, Jost Halstenberg, Klaus Hochgeschwender, Christoph Scherhag, Ulrich Korallus, Herbert Knopf, Peter Schmidt, Manfred Ohlinger, «Chromium Compounds» in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim, 2005.
↑ 1 2 IARC. Volume 49: Chromium, Nickel, and Welding. — Lyon : International Agency for Research on Cancer, 1999-11-05. — «There is sufficient evidence in humans for the carcinogenicity of chromium[VI] compounds as encountered in the chromate production, chromate pigment production and chromium plating industries.». — ISBN 92-832-1249-5.
↑ Salnikow, K. and Zhitkovich, A., «Genetic and Epigenetic Mechanisms in Metal Carcinogenesis and Cocarcinogenesis: Nickel, Arsenic, and Chromium», Chem. Res. Toxicol., 2008, 21, 28-44. DOI:10.1021/tx700198a
↑ OSHA: Small Entity Compliance Guide for the Hexavalent Chromium Standards
↑ David Blowes (2002). «Tracking Hexavalent Cr in Groundwater». Science 295: 2024–25. DOI:10.1126/science.1070031. PMID 11896259.
↑ ПДК воздуха населенных мест
↑ Официальный сайт Эрин Брокович, страница, посвящённая фильму

Ссылки

Eu, Sm, Li, Cs, Rb, K, Ra, Ba, Sr, Ca, Na, Ac, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Gd, Tb, Mg, Y, Dy, Am, Ho, Er, Tm, Lu, Sc, Pu,Th, Np, U, Hf, Be, Al, Ti, Zr, Yb, Mn, V, Nb, Pa, Cr, Zn, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Te, Mo, Sn, Pb, h3,W, Sb, Bi, Ge, Re, Cu, Tc, Te, Rh, Po, Hg, Ag, Pd, Os, Ir, Pt, Au

wikiredia.ru

Минеральные вещества хром и натрий

Хром является необходимым и незаменимым микроэлементом. Уменьшает потребность в инсулине, этот гормон регулирует допустимую концентрацию глюкозы в крови. Избыток сахара может уничтожить его запасы в организме. Уменьшает риск инфаркта миокарда и развития атеросклероза, так как снижает концентрацию плохого холестерина и повышает количество липопротеидов высокой плотности (хороший холестерин). Хром в сочетании с правильной диетой и физической активностью помогает избавиться от лишнего веса. Ускоряет сжигание жиров, может снижать желание употреблять сладкое. Для здоровья человека минеральные вещества хром и натрий очень важны. Какую же роль в организме играет натрий?

Натрий является наиболее важным катионом внеклеточной жидкости, но также находится в костной ткани. Регулирует осмотическое давление и кислотно-щелочной баланс, предотвращает образование камней в почках, повышает секрецию пищеварительных соков, повышают кровяное давление, вместе с калием играет важную роль в передаче нервных импульсов, улучшает настроение, особенно у людей с низким давлением. Кроме того он является активатором многих ферментов. Количество натрия в организме оценивается примерно в 60 г натрия, а его концентрация в сыворотке крови колеблется в пределах 135−145 ммоль/л.

Симптомы дефицита натрия

Дефицит натрия в организме отмечается редко, так как соль присутствует в большинстве продуктов и блюд. Одним из первых симптомов дефицита натрия являются судороги, часто появляющиеся в мышцах икр. В более серьезных случаях дефицит натрия приводит к обезвоживанию организма, что влечет за собой ощущение сухости во рту и рвоту, головные боли, нарушение концентрации внимания, потерю аппетита, проблемы с памятью. Обычно избыток натрия выводится из организма через почки. Однако у некоторых людей высокое потребление этого элемента может вызвать отеки из-за задержки жидкости в организме и высокое артериальное давление. Чрезмерная потеря натрия происходит также при диарее и рвоте. Такая ситуация требует максимально быстрого устранения недостатков натрия.

Избыток натрия

При нормальном питании его избыток в организме, выводится с мочой и в меньшей степени с калом и потом. Слишком большой запас данного минерального вещества в рационе влияет на повышение артериального давления, поэтому необходимо использовать препараты, заменяющие соль, а также выбирать продукты с пониженным содержанием натрия. Слишком большое потребление соли может провоцировать развитие таких заболеваний: сосудистые заболевания, сахарный диабет, поражение почек, заболевание печени, повышенный уровень холестерина, чувство усталости.

Источники натрия в продуктах питания

Натрий находится почти во всех употребляемых пищевых продуктах, причем большие его количества содержатся, в частности, в твердом сыре, рыбе, хлебе и, конечно, в поваренной соли.

Минеральное вещество — хром

Дефицит хрома приводит к нарушению толерантности к глюкозе, общей усталостью, пониженной устойчивостью к инфекциям, нарушением липидного обмена, повышением риска развития атеросклероза, избыточный вес. Перечисленные выше заболевания — это так называемые заболевания цивилизации. В настоящее время многие продукты питания в значительной степени обрабатывается промышленно, что влияет на содержание данного минерального вещества.

Избыток хрома

Побочные эффекты после приема хрома встречаются довольно редко, по этой причине, не установлены до сих пор максимальные дозы потребления этого вещества. Привести к передозировке может длительное применение хрома в капсулах или таблетках. Передозировка может привести к аллергии на коже, изменениям на слизистых оболочках, печеночной недостаточности, почечной недостаточности, повышенному риску развития рака.

Источник хрома в продуктах питания

Хром содержат: пивные дрожжи, цельнозерновой хлеб, сыр, яйца, яблоки, постное мясо, печень, почки, свинина, рыба, салат, горошек зеленый, брокколи, виноградный сок, мясо индейки, креветки, мидии, устрицы, телятина, куриное мясо, масло, помидоры, грибы, лесные орехи, финики, груши.

mednew.site

Хром острые хронические отравления соединениями хрома лечение

Хром (Chromium, Cr) — это химический элемент VI группы периодической системы Менделеева, порядковый номер 24, атомный вес (масса) 51,9. Твердый белый блестящий металл, t° плавления 1890°, t° кипения 2480°, плотность 7,16. Применяется в сталелитейной промышленности для получения высококачественных сталей.

Соединения хрома (окислы и соли хромовой кислоты) применяются в кожевенной промышленности, в гальванотехнике для хромирования изделий, при производстве красок, в качестве протравы зерна в сельском хозяйстве.

Соединения хрома проникают в организм через дыхательные пути, слизистые оболочки и неповрежденную кожу. Наиболее токсичными являются соединения шестивалентного хрома (хромовый ангидрид, хромовая и двухромовая кислоты и др.). Металлический хром и его трехвалентные соединения малотоксичны. Соединения хрома при действии на кожу могут приводить к развитию поражений типа экзем (см.), дерматитов (см.), Обладают также раздражающим и прижигающим действием на слизистые оболочки.

Острое отравление соединениями хрома наблюдается редко. При этом возникают явления острого энтерита, поражение дыхательных путей, сопровождающееся кашлем с мокротой, подъемом температуры тела, одышкой, синюхой, влажными хрипами в легких. В тяжелых случаях могут возникать поражения нервной системы, печени, почек (анурия, азотемия), иногда со смертельным исходом.

Хронические отравления сопровождаются головными болями, потерей в весе, диспептическими явлениями; возможны гастриты, язвенная болезнь, иногда появляются признаки поражения печени (токсическая желтуха).

Характерным признаком воздействия соединений хрома является развитие язвенных поражений слизистых оболочек ротовой полости и носа вплоть до прободения хрящевой части носовой перегородки. При попадании соединений хрома на свежие царапины, порезы, ссадины возможно развитие длительно текущих язв.

Лечение. Тщательный уход за слизистой оболочкой носа (промывание водой с мылом), смазывание носовых ходов рыбьим жиром, смесью ланолина с вазелином, желтой ртутной мазью и т. д.

При попадании соединений хрома в глаза применяют обильное промывание водой (15—20 мин.), рыбий жир, 30% раствор сульфацила растворимого (альбуцид натрия). Необходимо наблюдение окулиста.

Профилактика. Применение эффективных местных вытяжных вентиляционных устройств, герметизация аппаратуры, автоматизация производственных процессов. При наличии пыли, содержащей хром, применение респираторов типа «Лепесток», шланговых противогазов, защита кожного покрова, соблюдение правил личной гигиены.

Предварительные и профилактические медосмотры (1 раз в шесть месяцев) с участием отоларинголога и дерматолога. Предельно допустимая концентрация хрома в воздухе рабочих помещений — 0,01 мг/м3 (в пересчете на CrO3).

Радиоактивный хром. Из радиоактивных изотопов хрома практическое значение имеет только Cr51 с периодом полураспада 27,8 дня. Этот изотоп имеет очень мягкое рентгеновское излучение (см.) и небольшую долю гамма-излучения (см.), благодаря которому его удобно применять в качестве радиоактивной метки, в частности для радиоизотопной диагностики (см.). В виде хлористой соли Cr51 служит меткой для плазмы крови, а в виде натриевой соли хромовой кислоты — меткой для эритроцитов. С его помощью изучают общий объем крови, объем плазмы, продолжительность жизни эритроцитов и тромбоцитов, производят количественную оценку кровопотери при скрытых кровотечениях. Токсичность Cr51 невысока.

Хром (Chromium), Cr, — химический элемент побочной подгруппы VI группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Пор. номер 24, ат. масса (ат. вес) 51,996, валентность +6, +3, + 2. Содержание в земной коре 0,03 вес.%. Хром содержится в тканях растений, животных и человека. Биологическая роль хрома не выяснена.

Хром — твердый, серебристо-белый металл, плотность 7,16, t°пл 1890°, t°кип 2480°. Растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах с выделением водорода.

На воздухе в обычных условиях хром инертен, при высокой температуре взаимодействует с кислородом, азотом, серой и другими химическими элементами. С кислородом хром образует закись хрома — CrO (основной окисел).

Окись хрома — Cr2O3 (хромовая зелень, зеленый крон), соответствующая гидроокись Cr (OH)3 — амфотерное соединение, с кислотами образует соли CrCl3, Cr2 (SO4)3, со щелочами — соли хромистой кислоты — хромиты, например NaCrO2 и др. Хромовый ангидрид CrO3 — кислотный окисел. Ему соответствуют две кислоты: хромовая h3CrO4 и двухромовая Н2Cr2O7, соли этих кислот — хроматы и бихроматы — сильные окислители.

Применяют хром и его соединения в производстве специальных сталей и цветных сплавов, при хромировании металлических поверхностей для предохранения от коррозии, в производстве красок, катализаторов.

Хромовые квасцы используют при дублении кожи, крашении тканей, производстве чернил, в фотографической технике и др.

Бихромат калия К2Cr2O7 в смеси с концентрированной серной кислотой (хромовая смесь) употребляют в лабораториях для мытья химической посуды.

Соединения хрома ядовиты.

www.medical-enc.ru

Хром - это... Что такое Хром?

Внешний вид простого вещества Свойства атома Имя, символ, номер Атомная масса(молярная масса) Электронная конфигурация Радиус атома Химические свойства Ковалентный радиус Радиус иона Электроотрицательность Электродный потенциал Степени окисления Энергия ионизации(первый электрон) Термодинамические свойства простого вещества Плотность (при н. у.) Температура плавления Температура кипения Теплота плавления Теплота испарения Молярная теплоёмкость Молярный объём Кристаллическая решётка простого вещества Структура решётки Параметры решётки Температура Дебая Прочие характеристики Теплопроводность


Твёрдый металл голубовато-белого цвета
Хром / Chromium (Cr), 24
51,9961 а. е. м. (г/моль)
[Ar] 3d5 4s1
130 пм
118 пм
(+6e)52 (+3e)63 пм
1,66 (шкала Полинга)
-0.74
6, 3, 2, 0
652,4 (6,76) кДж/моль (эВ)
7,19 г/см³
2130 K
2945 K
21 кДж/моль
342 кДж/моль
23,3[1] Дж/(K·моль)
7,23 см³/моль
кубическаяобъёмноцентрированая
2,885 Å
460 K
(300 K) 93,9 Вт/(м·К)

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

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

$\mathsf{Fe(CrO_2)_2 + 4C \rightarrow Fe + 2Cr + 4CO}$

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:

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

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;

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

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)	h3CrO4h3Cr2O7	Кислотный	CrO42- (хроматы, желтые)Cr2O72- (дихроматы, оранжевые)	Переход зависит от рН среды. Сильнейший окислитель, гигроскопичен, очень ядовит.

Простое вещество

Соединения Cr(+2)

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

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(h3O)6]3+ до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы).

Cr3+ склонен к образованию двойных сульфатов вида MICr(SO4)2·12h3O (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)

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

Соединения хрома (+6)

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

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

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:

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

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

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

Примечания

Ссылки

Электрохимический ряд активности металлов

Eu, Sm, Li, Cs, Rb, K, Ra, Ba, Sr, Ca, Na, Ac, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Gd, Tb, Mg, Y, Dy, Am, Ho, Er, Tm, Lu, Sc, Pu, Th, Np, U, Hf, Be, Al, Ti, Zr, Yb, Mn, V, Nb, Pa, Cr, Zn, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Te, Mo, Sn, Pb, h3, W, Sb, Bi, Ge, Re, Cu, Tc, Te, Rh, Po, Hg, Ag, Pd, Os, Ir, Pt, Au

biograf.academic.ru

Хром (Chromium) — Знаешь как

Содержание статьи

Ат. вес 52,01. Хром содержится в земной коре в количестве 0,03 весовых процента. В природе он встречается главным образом в виде хромистого железняка FeO • Сr2О3, богатые месторождения которого имеются в Казахстане и. на Урале. Вне пределов СНГ наиболее крупные месторождения высокосортных хромовых руд находятся в Южно-Африканском Союзе, Турции, Южной Родезии, на Филиппинах и в Югославии. Добыча хромовой руды в капиталистически странах составила в 1953 г. 2,9 млн. т или, в пересчете на металлический хром, около 1,4 млн. г.

При восстановлении хромистого железняка углем в электрических или регенеративных печах получается сплав хрома с железом — феррохром, который непосредственно используется в металлургической промышленности при производстве хромистых сталей. Для получения чистого хрома сначала приготовляют окись хрома, а затем подвергают ее восстановлению алюмино-термическим способом.

Хром представляет собой твердый белый блестящий металл уд. веса 7,14, плавящийся при 1800°. При обыкновенной температуре хром вполне устойчив по отношению к воздуху и воде. Разбавленные серная и соляная кислоты растворяют хром с выделением водорода. Но в холодной азотной кислоте хром, подобно алюминию, нерастворим и после обработки азотной кислотой становится пассивным.

Металлический хром применяется главным образом в сталелитейной промышленности. Стали, содержащие 1—2% хрома, обладают большой твердостью и прочностью и служат для изготовления инструментов, ружейных и орудийных стволов, броневых плит и различных машинных частей. Так называемая «нержавеющая сталь» содержит около 12% хрома.

Широкое распространение, особенно в инструментальной и автомобильной промышленности, получило хромирование, т. е. покрытие хромом других металлов для предохранения их от коррозии. Так как хром обладает относительно высокой твердостью, то покрытые им изделия хорошо сопротивляются износу. Хромирование осуществляется электролитическим путем, позволяющим получить твердый, плотно пристающий, блестящий слой металла.

Хром образует три окисла: закись хрома СrО, имеющую основной характер, окись хрома Сr2О3, проявляющую амфотерные свойства, и хромовый ангидрид СrО3 — настоящий кислотный окисел. Соответственно этим трем окислам известны и три ряда соединений хрома.

Соединения двухвалентного хрома. При растворении хрома соляной кислоте получается синего цвета раствор, содержащий соль двухвалентного хрома, — хлористый хром СrСl2. Если к этому раствору прилить щелочи, то выпадает желтый осадок — гидрат закиси хрома Сr(ОН)2. Растворяя осадок в серной кислоте, можно получить CrSO4 и т. д.

Соединения двухвалентного хрома очень неустойчивы и быстро окисляются кислородом воздуха в соединения трехвалентного хрома.

Соединения трехвалентного хрома. Окись хрома Сr2О3 представляет собой тугоплавкое вещество зеленого

цвета, широко применяемое под названием зеленого крона для приготовления клеевой и масляной красок. При сплавлении с силикатами окись хрома окрашивает их в зеленый цвет и поэтому служит также для окраски стекла и фарфора.

Гидрат окиси хрома Сr(ОН)3

Выпадает в виде синевато-серого осадка при действии щелочей на соли трехвалентного хрома:

Cr•••+ 3ОН’ = ↓ Сr(ОН)3

Подобно гидратам окисей алюминия, цинка и др., он имеет амфотерный характер и растворяется в кислотах с образованием солей трехвалентного хрома, а в щелочах — с образованием изумрудно-зеленых растворов хромитов;— солей хромистой кислоты НСrО2:

Сr(ОН)3 + NaOH = NaCrO2 + 2Н2O

Однако в таких растворах хром содержится, вероятно, не в виде ионов СrO2‘, а в виде комплексных анионов [Сr(ОН)4]’, образующихся по реакции:

Сr(ОН)3 + ОН’ = [Сr(ОН)4]’

или

Сr(ОН)3 + NaOH = Na[Cr(OH)4]

Комплексные соли такого строения получены в кристаллическом виде. Хромиты же, полученные сухим путем (например, сплавлением Сr2О3с окислами других металлов) и известные главным образом для двухвалентных металлов, имеют состав, отвечающий формуле Ме(СrO2)2 К ним относится и природный хромистый железняк Fe(CrO2)2

Из солей трехвалентного хрома самой распространенной является двойная соль хрома и калия—хромовые квасцы KCr(SO4)2 • 12Н2O, образующая сине-фиолетовые кристаллы, изоморфные с кристаллами алюминиевых квасцов. Обычно ее получают путем восстановления бихромата калия К2Сr2О7сернистым ангидридом . Хромовые квасцы применяются в кожевенной промышленности для хромового дубления кож и в текстильной промышленности в качестве протравы при крашении.

Соли трехвалентного хрома очень похожи на соли алюминия. В водных растворах они сильно гидролизованы и легко переходят в различные основные соли. Со слабыми кислотами трехвалентный хром подобно алюминию совсем не образует солей.

Растворы солей трехвалентного хрома обладают одним очень интересным свойством: обычно они имеют сине-фиолетовый цвет, но при нагревании становятся зелеными, а спустя некоторое время после охлаждения снова приобретают прежнюю окраску. Это изменение окраски объясняется образованием изомерных гидратов солей, представляющих собой, согласно теории Вернера, комплексные соединения, в которых все или часть молекул воды координационно связаны во внутренней сфере. В некоторых случаях такие гидраты удалось выделить в твердом виде. Так, например, кристаллогидрат хлорного хрома СrСl3 • 6h3O известен в трех изомерных формах: в виде сине-фиолетовых, темнозеленых и светлозеленых кристаллов совершенно одинакового состава. Вопрос о характере изомерии гидратов хлорного хрома решается на основании различного отношения их свежеприготовленных растворов к азотнокислому серебру. При действии последнего из раствора сине-фиолетового гидрата осаждается весь содержащийся в нем хлор, из раствора темнозеленого гидрата — 2/з хлора и из раствора светлозеленого гидрата — только 1/3 хлора. Принимая во внимание эти данные, а также координационное число хрома, равное шести, рассматриваемым кристаллогидратам приписывают следующее строение:

[Сr(Н2O)6]Сl, [Сr(Н2O)5Сl]Сl2 • Н2О [Сr(Н2O)4Сl2]Сl • 2Н2O

сине-фиолетовый темнозеленый светлозеленый

Таким образом, изомерия гидратов хлорного хрома обусловлена различным распределением одних и тех же групп (Н2О и Сl’) между внутренней и внешней сферами.

Соединения шестивалентного хрома

Главными соединениями шестивалентного хрома являются: хромовый ангидрид СrО3 и соли отвечающих ему кислот — хромовой h3CrO4 идвухромовой Н2СrO7. Обе кислоты существуют только в водном растворе и при попытках выделить их из раствора сейчас же распадаются на хромовый ангидрид и воду; но соли их вполне устойчивы. Соли хромовой кислоты называются хроматами, а двухромовой — бихроматами.

Растворимые в воде хроматы щелочных металлов получаются путем окисления соединений трехвалентного хрома в присутствии щелочи. Так, например, при действии брома на раствор хромита калия образуется хромат калия по уравнению:

2КСrO2 + 3Вr2 + 8КОН = 2К2СrO4 + 6КВr + 4Н2O

или

2К[Сr(ОН)4] + 3Br2 + 8КОН = 2К2СrO4 + 6КВr + 8Н2O

O происходящем окислении можно судить по тому, что изумрудно-зеленая окраска раствора хромита переходит в яркожел-тую, свойственную ионам СrО4».

Хроматы могут быть получены также сухим путем — сплавлением Сr2O3 со щелочью в присутствии какого-нибудь окислителя, например бертолетовой соли:

Сr2O3 + 4КОН + КСlO3 = 2К2СrO4 + КСl + 2Н2O

Для получения хроматов обычно исходят из природного хромистого железняка Fe(CrO2)2; прокаливая его с содой в присутствии кислорода воздуха, получают сплав, содержащий хромат натрия:

4Fe(CrO2)2 + 8Na2CO3 + 7O2 =8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2

Хромат натрия извлекают из сплава, обрабатывая последний водой. Таким же путем, заменив соду поташом, можно получить хромат калия К2СrO4.

Почти все хроматы имеют желтую окраску. Некоторые из них применяются в качестве красок. Например, нерастворимый в воде хромат свинца РbСrO4 под названием — желтый крон, служит для приготовления желтой масляной краски.

При подкислении раствора какого-нибудь хромата, например К2СrO4, чисто желтая окраска раствора сменяется на оранжевую вследствие перехода ионов СrO4» в ионы Cr2O7». Из полученного раствора может быть выделена соль двухромовой кислоты — бихромат калияК2Сr2О7— в виде оранжево-красных кристаллов. Реакция превращения хромата в бихромат выражается уравнением

2CrO4» + 2Н• ⇄ Cr2O7» + Н2O

Реакция обратима. Это значит, что при растворении бихромата в воде всегда образуется некоторое, хотя и незначительное, количество ионов Н• и СrO4»; поэтому раствор бихромата имеет кислую реакцию. Если к раствору бихромата прибавлять щелочь, то гидроксильные ионы будут связывать находящиеся в растворе ионы водорода, равновесие смещается влево и в результате бихромат снова превращается в хромат. Таким образом, в присутствии избытка гидроксильных ионов в растворе практически существуют только ионы СrO4», т. е. хромат, а при избытке водородных ионов — бихромат.

Хроматы и бихроматы обладают сильными окислительными свойствами. Поэтому ими постоянно пользуются в химической практике для окисления различных веществ. Окисление производится в кислом растворе. Являющиеся окислителями ионы Сr2O7» содержащие шестивалентный хром, присоединяя электроны, переходят в ионы трехвалентного хрома. Окисление обычно сопровождается резким изменением окраски (растворы бихроматов окрашены в оранжевый цвет, а соли трехвалентного хрома — в зеленый или зеленовато-фиолетовый).

Приведем несколько примеров окислительно-восстановительных реакции, протекающих при участии бихроматов. 1. При пропускании сероводорода через подкисленный серной кислотой раствор бихромата оранжевая окраска раствора переходит в зеленую и одновременно жидкость становится мутной вследствие выделения серы:

К2Сr2O7 + 3h3S + 4h3SO4 = Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7h3O

2. При действии концентрированной соляной кислоты на бихромат калия выделяется хлор и получается зеленый раствор, содержащий соль трехвалентного хрома:

К2Сr2O7 + 14НСl= 2CrCl3 + 3Сl2 + 2КСl + 7Н2O

3. Если пропускать сернистый газ через концентрированный раствор бихромата калия, содержащий достаточное количество серной кислоты, то образуются эквимолекулярные количества сульфатов калия и трехвалентного хрома:

К2Сr2O7 + 3SO2 + h3SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + Н2O

При выпаривании раствора из него выделяются хромовые квасцы KCr(SO4)2•12Н2O. Этой реакцией пользуются для получения хромовых квасцов в промышленности.

Наиболее важными из бихроматов являются: бихромат калия К2Сr2O7, образующий крупные оранжево-красные кристаллы, и бихромат натрия Na2Cr2O7 • 2Н2O, кристаллизующийся с двумя молекулами воды. Обе соли, известные также под названием хромпиков, широко применяются в качестве окислителей при производстве многих органических соединений, в кожевенной промышленности при дублении кож, в спичечной и текстильной промышленности и др. Смесь концентрированной серной кислоты с водным раствором бихромата калия или натрия под названием «хромовой смеси» часто применяется для энергичного окисления.

Все соли хромовых кислот ядовиты.

Хромовый ангидрид СrО3

Выпадает в виде тёмнокрасных игольчатых кристаллов при действии концентрированной серной кислоты на насыщенный раствор бихромата калия или натрия:

К2Сr2O7 + h3SO4 = ↓CrO3 + K2SO4 + Н2O

Хромовый ангидрид принадлежит к числу наиболее сильных окислителей. Некоторые органические вещества, например спирт, даже воспламеняются при соприкосновении с ним. Производя окисление, сам хромовый ангидрид превращается в Сr2O3.

Хромовый ангидрид легко растворяется в воде с образованием хромовой двухромовой кислот.

243 244 245

Вы читаете, статья на тему Хром (Chromium)

znaesh-kak.com

Поиск

Свежак

Обсуждения

Рубрики

Хром. Вещество хром

Хром Википедия

История

Происхождение названия

История

Нахождение в природе

Месторождения

Геохимия и минералогия

Получение

Физические свойства

Химические свойства

Характерные степени окисления

Простое вещество

Соединения Cr(+2)

Соединения Cr(+3)

Соединения хрома (+4)

Соединения хрома (+6)

Применение

Биологическая роль и физиологическое действие

См. также

Примечания

Ссылки

Минеральные вещества хром и натрий

Симптомы дефицита натрия

Избыток натрия

Источники натрия в продуктах питания

Минеральное вещество — хром

Избыток хрома

Источник хрома в продуктах питания

Хром острые хронические отравления соединениями хрома лечение

Хром - это... Что такое Хром?

История

Происхождение названия

Нахождение в природе

Месторождения

Геохимия и минералогия

Получение

Физические свойства

Химические свойства

Характерные степени окисления

Простое вещество

Соединения Cr(+2)

Соединения Cr(+3)

Соединения хрома (+4)

Соединения хрома (+6)

Применение

Биологическая роль и физиологическое действие

Интересные факты

См. также

Примечания

Ссылки

Хром (Chromium) — Знаешь как

Гидрат окиси хрома Сr(ОН)3

Соединения шестивалентного хрома

Хромовый ангидрид СrО3

Смотрите также