Хром металл – цена, недостатки, нанесение и снятие, отличия, цвет, вид

alexxlab | 30.06.2016 | 0 | Вопросы и ответы

Содержание

Характеристика и качества хрома

Хром (Cr), химический элемент VI группы периодической системы Менделеева. Относится к переходным металлом с атомным номером 24 и атомной массой 51,996. В переводе с греческого, название металла означает «цвет». Такому названию металл обязан разнообразной цветовой гамме, которая присуща его различным соединениям.

Физические характеристики хрома

Металл обладает достаточной твердостью и хрупкостью одновременно. По шкале Мооса твердость хрома оценивается в 5,5. Этот показатель означает, что хром имеет максимальную твердость из всех известных на сегодня металлов, после урана, иридия, вольфрама и бериллия. Для простого вещества хрома характерен голубовато-белый окрас.

**Физические свойства хрома**
Атомный номер	24
Атомная масса	51,996
Плотность, кг/м³	7190
Температура плавления, °С	1856
Теплоемкость, кДж/(кг·°С)	0,46
Электроотрицательность	1,6
Ковалентный радиус, Å	1,18
1-й ионизац. потенциал, эв	6,76

Металл не относится к редким элементам. Его концентрация в земной коре достигает 0,02% масс. долей. В чистом виде хром не встречается никогда. Он содержится в минералах и рудах, которые являются главным источником добычи металла. Хромит (хромистый железняк, FeO*Cr₂O₃) считается основным соединением хрома. Еще одним достаточно распространенным, однако менее важным минералом, является крокоит PbCrO₄.

Металл легко поддается плавке при температуре 1907⁰С (2180⁰К или 3465⁰F). При температуре в 2672

0С – закипает. Атомная масса металла составляет 51,996 г/моль.

Хром является уникальным металлом благодаря своим магнитным свойствам. В условиях комнатной температуры ему присуще антиферромагнитное упорядочение, в то время, как другие металлы обладают им в условиях исключительно пониженных температур. Однако, если хром нагреть выше 37⁰С, физические свойства хрома изменяются. Так, существенно меняется электросопротивление и коэффициент линейного расширения, модуль упругости достигает минимального значения, а внутреннее трение значительно увеличивается. Такое явление связано с прохождением точки Нееля, при которой антиферромагнитные свойства материала способны изменяться на парамагнитные. Это означает, что первый уровень пройден, и вещество резко увеличилось в объеме.

Строение хрома представляет собой объемно-центрированную решетку, благодаря которой металл характеризуется температурой хрупко-вязкого периода. Однако, в случае с данным металлом, огромное значение имеет степень чистоты, поэтому, величина находится в пределах -50

0С – +350⁰С. Как показывает практика, раскристаллизированный металл не имеет никакой пластичности, но мягкий отжиг и формовка делают его ковким.

Химические свойства хрома

Атом имеет следующую внешнюю конфигурацию: 3d⁵4s¹. Как правило, в соединениях хром имеет следующие степени окисления: +2, +3, +6, среди которых наибольшую устойчивость проявляет Сr³⁺.Кроме этого существуют и другие соединения, в которых хром проявляет совершенно иную степень окисления, а именно: +1, +4, +5.

Металл не отличается особой химической активностью. Во время нахождения хрома в обычных условиях, металл проявляет устойчивость к влаге и кислороду. Однако, данная характеристика не относится к соединению хрома и фтора – CrF₃, которое при воздействии температур, превышающих 600⁰С, взаимодействует с парами воды, образуя в результате реакции Сr₂О₃

, а также азотом, углеродом и серой.

Во время нагревания металлического хрома, он взаимодействует с галогенами, серой, кремнием, бором, углеродом, а также некоторыми другими элементами, в результате чего получаются следующие химические реакции хрома:

Cr + 2F₂ = CrF₄ (с примесью CrF₅)

2Cr + 3Cl₂ = 2CrCl₃

2Cr + 3S = Cr₂S₃

Хроматы можно получить, если нагреть хром с расплавленной содой на воздухе, нитратами или хлоратами щелочных металлов:

2Cr + 2Na₂CO₃ + 3O₂ = 2Na₂CrO₄ + 2CO₂.

Хром не обладает токсичностью, чего нельзя сказать о некоторых его соединениях. Как известно, пыль данного металла, при попадании в организм, может раздражать легкие, через кожу она не усваивается. Но, поскольку в чистом виде он не встречается, то его попадание в человеческий организм является невозможным.

Трехвалентный хром попадает в окружающую среду во время добычи и переработки хромовой руды. В человеческий организм попадание хрома вероятно в виде пищевой добавки, используемой в программах по похудению. Хром с валентностью, равной +3, является активным участником синтеза глюкозы. Ученые установили, что излишнее употребление хрома особого вреда человеческому организму не наносит, поскольку не происходит его всасывание, однако, он способен накапливаться в организме.

Соединения, в котором участвует шестивалентный металл, являются крайне токсичными. Вероятность их попадания в человеческий организм появляется во время производства хроматов, хромирования предметов, во время проведения некоторых сварочных работ. Попадание такого хрома в организм чревато серьезными последствиями, так как соединения, в которых присутствует шестивалентный элемент, представляют собой сильные окислители. Поэтому, могут вызвать кровотечение в желудке и кишечнике, иногда с прободением кишечника. При попадании таких соединений на кожу возникают сильные химические реакции в виде ожогов, воспалений, возникновения язв.

В зависимости от качества хрома, которое необходимо получить на выходе, существует несколько способов производства металла: электролизом концентрированных водных растворов оксида хрома, электролизом сульфатов, а также восстановлением оксидом кремния. Однако, последний способ не очень популярен, так как при нем на выходе получается хром с огромным количеством примесей. Кроме того, он также является экономически невыгодным.

**Характерные степени окисления хрома**
Степень окисления	Оксид	Гидроксид	Характер	Преобладающие формы в растворах	Примечания
+2	CrO (чёрный)	Cr(OH)2 (желтый)	Основный	Cr2+ (соли голубого цвета)	Очень сильный восстановитель
+3	Cr2O3 (зелёный)	Cr(OH)3 (серо-зеленый)	Амфотерный	Cr3+ (зеленые 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.

mining-prom.ru

Хром — общая характеристика элемента, химические свойства хрома и его соединений

Хром — элемент побочной подгруппы 6-ой 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.

Химические свойства хрома

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

4Cr + 3O₂ –^t° →2Cr₂O₃

2Cr + 3Cl₂ –^t°→ 2CrCl₃

2Cr + N₂ –^t°→ 2CrN

2Cr + 3S –^t°→ Cr₂S₃

В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3H₂O → Cr₂O₃ + 3H₂

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H

2SO₄)

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

Cr + 2HCl → CrCl₂+ H₂

2Cr + 6HCl + O₂ → 2CrCl₃ + 2H₂O + H₂

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

Соединения хрома

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

Cr(OH)₂ + 2HCl → CrCl₂ + 2H₂O

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

2CrCl₂ + 2HCl → 2CrCl₃ + H₂

4Cr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Cr(OH)₃

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

2Cr(OH)₃ –^t°→ Cr₂O₃ + 3H₂O

4K₂Cr₂O₇ –^t°→ 2Cr₂O₃ + 4K₂CrO₄ + 3O₂

(NH₄)₂Cr₂O₇ –^t°→ Cr₂O₃ + N₂+ 4H₂O (реакция «вулканчик»)

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

Cr₂O₃ + 2NaOH → 2NaCrO₂ + H₂O

Cr₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaCrO₂ + CO₂

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

Cr₂O

3 + 4KOH + KClO₃ → 2K₂CrO₄+ KCl + 2H₂O

Гидроксид хрома (III) Сr(ОН)₃. Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид СrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо-голубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака.

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

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O Сr(ОН)₃ + ЗН⁺ = Сr³⁺ + 3H₂O

Cr(OH)₃ + KOH → K[Cr(OH)₄] , Сr(ОН)₃ + ЗОН^—_(конц.) = [Сr(ОН)₆]^3-

Cr(OH)₃ + KOH → KCrO₂+2H₂O Сr(ОН)₃ + МОН = МСrO_2(зел.) + 2Н₂O (300—400 °С, М = Li, Na)

Сr(ОН)₃→(120^oC –H₂O) СrO(ОН) →(430-1000⁰С –H₂O) Cr₂O₃

2Сr(ОН)₃ + 4NаОН_(конц.) + ЗН₂O_2(конц.) =2Na₂СrO₄ + 8Н₂0

Получение: осаждение гидратом аммиака из раствора солей хрома(Ш):

Сr³⁺ + 3(NH₃ Н₂O) = Сr(ОН)₃↓ + ЗNН⁴⁺

Cr₂(SO₄)₃ + 6NaOH → 2Cr(OH)₃ ↓+ 3Na₂SO₄ (в избытке щелочи — осадок растворяется)

Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия.

Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:

Zn + 2Cr⁺³Cl₃ → 2Cr⁺²Cl₂ + ZnCl₂

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

Соединения шестивалентного хрома

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

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

K₂CrO₄ + H₂SO₄ → CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → 2CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

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

CrO₃ + 2KOH → K₂CrO₄ + H₂O

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

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ → K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K₂Cr₂O₇ + 2KOH → 2K₂CrO₄ + H₂O

Дихромат калия – окислитель в кислой среде:

К₂Сr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3Na₂SO₃ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 4H₂O

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3NaNO₂ = Cr₂(SO₄)₃ + 3NaNO₃ + K₂SO₄ + 4H₂O

K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ + 6KI = Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + 4K₂SO₄ + 7H₂O

K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ + 6FeSO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

Хромат калия К₂CrО₄. Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая окраска раствора отвечает иону СrO₄^2-), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К₂Cr₂O₇. Окислитель (более слабый, чем К₂Cr₂O₇). Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион CrO₄^2-— выпадение желтого осадка хромата бария, разлагающегося в сильнокислотной среде. Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, селективный окислитель, реактив в аналитической химии.

Уравнения важнейших реакций:

2K₂CrO₄+H₂SO_4(30%)=K₂Cr₂O₇+K₂SO₄+H₂O

2K₂CrO₄₍_т₎+16HCl₍_кон_ц_.,_гор_.)=2CrCl₃+3Cl₂↑+8H₂O+4KCl

2K₂CrO₄+2H₂O+3H₂S=2Cr(OH)₃↓+3S↓+4KOH

2K₂CrO₄+8H₂O+3K₂S=2K[Сr(ОН)₆]+3S↓+4KOH

2K₂CrO₄+2AgNO₃=KNO₃+Ag₂CrO₄₍_красн_.)↓

Качественная реакция:

К₂СгO₄ + ВаСl₂ = 2КСl + ВаCrO₄↓

2ВаСrO₄(т)+ 2НСl _(разб.) = ВаСr₂O₇₍_p₎+ ВаС1₂ + Н₂O

Получение: спекание хромита с поташом на воздухе:

4(Сr₂Fe^‖‖)O₄ + 8К₂CO₃ + 7O₂ = 8К₂СrO₄ + 2Fе₂O₃ + 8СO₂ (1000 °С)

Дихромат калия K2Cr₂O₇ . Оксосоль. Техническое название хромпик. Оранжево-красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (оранжевая окраска раствора отвечает иону Сr₂O₇^2- ). В щелочной среде образует К₂CrO₄ . Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции — синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н₂O₂ , синее окрашивание водного раствора при действии атомарного водорода.

Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, компонент пиротехнических составов, реагент в аналитической химии, ингибитор коррозии металлов, в смеси с Н₂SO₄ (конц.) — для мытья химической посуды.

Уравнения важнейших реакций:

4К₂Cr₂O₇=4K₂CrO₄+2Cr₂O₃+3O₂(500-600^oC)

K₂Cr₂O₇_(т)+14HCl ₍_кон_ц₎=2CrCl₃+3Cl₂↑+7H₂O+2KCl (кипячение)

K₂Cr₂O₇_(т)+2H₂SO_4(96%)⇌2KHSO₄+2CrO₃+H₂O (“хромовая смесь”)

K₂Cr₂O₇+KOH _{(конц )} =H₂O+2K₂CrO₄

Cr₂O₇^2-+14H⁺ +6I^—=2Cr³⁺+3I₂↓+7H₂O

Cr₂O₇^2-+2H⁺ +3SO₂₍_г)=2Cr³⁺+3SO₄^2- +H₂O

Cr₂O₇^2- +H₂O +3H₂S₍_г)=3S↓+2OH^— +2Cr₂(OH)₃↓

Cr₂O₇^2-_{(конц )}+2Ag⁺_(разб.)=Ag₂Cr₂O_{7 (}_т_._{красный)}↓

Cr₂O₇^2-_(разб.)+H₂O +Pb²⁺=2H⁺+ 2PbCrO_{4 (}_{красный)}↓

K₂Cr₂O₇₍_т) +6HCl+8H⁰(Zn)=2CrCl₂₍_син)+7H₂O+2KCl

Получение: обработка К₂СrO₄ серной кислотой:

2К₂СrO₄ + Н₂SO₄_(30%) = К₂Cr₂O₇ + К₂SO₄ + Н₂O

himege.ru

описание, свойства, формула и характеристика

Хром – химический элемент с атомным номером 24. Это твердый, блестящий, серо-стального цвета металл, который хорошо полируется и не тускнеет. Используется в сплавах, таких как нержавеющая сталь, и в качестве покрытия. Организму человека требуются небольшие количества трехвалентного хрома для метаболизма сахара, но Cr (VI) очень токсичен.

Различные соединения хрома, такие как окись хрома (III) и хромат свинца, ярко окрашены и используются в красках и пигментах. Красный цвет рубина обусловлен наличием этого химического элемента. Некоторые вещества, особенно бихромат калия и натрия, являются окислителями, используемыми для окисления органических соединений и (вместе с серной кислотой) для очистки лабораторной посуды. Кроме того, окись хрома (VI) применяется в производстве магнитной ленты.

Открытие и этимология

История открытия химического элемента хром такова. В 1761 году Иоганн Готлоб Леман нашел в Уральских горах оранжево-красный минерал и назвал его «сибирским красным свинцом». Хотя он ошибочно был идентифицирован как соединение свинца с селеном и железом, материал на самом деле являлся хроматом свинца с химической формулой PbCrO₄. Сегодня он известен как минерал кроконт.

В 1770 году Петр Симон Паллас посетил то место, где Леман нашел красный свинцовый минерал, который имел очень полезные свойства пигмента в красках. Использование сибирского красного свинца в качестве краски получило быстрое развитие. Кроме того, ярко-желтый цвет из кроконта стал модным.

В 1797 году Николя-Луи Воклен получил образцы красной свинцовой руды. Путем смешивания кроконта с соляной кислотой он получил оксид CrO₃. Хром как химический элемент был выделен в 1798 году. Воклен получил его при нагревании окисла с древесным углем. Он также смог обнаружить следы хрома в драгоценных камнях, таких как рубин и изумруд.

В 1800-х годах Cr в основном применялся в составе красок и кожевенных солей. Сегодня 85% металла используется в сплавах. Остальная часть применяется в химической промышленности, производстве огнеупорных материалов и литейной промышленности.

Произношение химического элемента хром соответствует греческому χρῶμα, что означает «цвет», из-за множества цветных соединений, которые из него можно получить.

Добыча и производство

Элемент производят из хромита (FeCr₂O₄). Примерно половина этой руды в мире добывается в Южной Африке. Кроме того, Казахстан, Индия и Турция являются его крупными производителями. Разведанных месторождений хромита достаточно, но географически они сконцентрированы в Казахстане и на юге Африки.

Залежи самородного металлического хрома встречаются редко, но они есть. Например, его добывают на шахте «Удачная» в России. Она является кимберлитовой трубкой, богатой алмазами, и восстановительная среда помогла образоваться чистому хрому и алмазам.

Для промышленного производства металла хромитовые руды обрабатывают расплавленной щелочью (едким натром, NaOH). При этом образуется хромат натрия (Na₂CrO₄), который восстанавливается углеродом до оксида Сг₂O₃. Металл получают при нагревании окисла в присутствии алюминия или кремния.

В 2000 году было добыто около 15 млн т хромитовой руды, которая была переработана в 4 млн т феррохрома, на 70% состоящего из сплава хрома с железом, приблизительная рыночная стоимость которых составила 2,5 млрд долларов США.

Основные характеристики

Характеристика химического элемента хрома обусловлена тем, что он является переходным металлом четвертого периода таблицы Менделеева и расположен между ванадием и марганцем. Входит в VI группу. Плавится при температуре 1907 °С. В присутствии кислорода хром быстро образует тонкий слой оксида, который защищает металл от дальнейшего взаимодействия с кислородом.

Как переходный элемент, он реагирует с веществами в различных соотношениях. Таким образом он образует соединения, в которых имеет различные степени окисления. Хром – химический элемент с основными состояниями +2, +3 и +6, из которых +3 является наиболее устойчивым. Кроме того, в редких случаях наблюдаются состояния +1, +4 и +5. Соединения хрома в степени окисления +6 представляют собой сильные окислители.

Какого цвета хром? Химический элемент придает анодированному алюминию рубиновый оттенок. Сг₂O₃, используемый для полировки металла, также применяется в качестве пигмента под названием «хромовая зелень». Его соли окрашивают стекло в изумрудно-зеленый цвет. Хром – химический элемент, присутствие которого делает рубин красным. Поэтому он используется в производстве синтетических рубинов.

Изотопы

Изотопы хрома обладают атомным весом от 43 до 67. Обычно данный химический элемент состоит из трех стабильных форм: ⁵²Cr, ⁵³Cr и ⁵⁴Cr. Из них наиболее распространен ⁵²Cr (83,8% всего природного хрома). Кроме того, описаны 19 радиоизотопов, из которых наиболее стабильным является ⁵⁰Cr с периодом полураспада, превышающим 1,8×10¹⁷ лет. У ⁵¹Cr период полураспада – 27,7 дней, а у всех остальных радиоактивных изотопов он не превышает 24 ч, причем у большинства из них он длится менее одной минуты. Элемент также имеет два метасостояния.

Изотопы хрома в земной коре, как правило, сопутствуют изотопам марганца, что находит применение в геологии. ⁵³Cr образуется при радиоактивном распаде ⁵³Mn. Соотношение изотопов Mn/Cr подкрепляет другие сведения о ранней истории Солнечной системы. Изменения в соотношениях ⁵³Cr/⁵²Cr и Mn/Cr из разных метеоритов доказывает то, что новых атомные ядра были созданы непосредственно перед формированием Солнечной системы.

Химический элемент хром: свойства, формула соединений

Оксид хрома (III) Сг₂O₃, также известный как полуторная окись, является одним из четырех окислов этого химического элемента. Его получают из хромита. Соединение зеленого цвета обычно называют «хромовой зеленью», когда используют в качестве пигмента для живописи по эмали и стеклу. Оксид может растворяться в кислотах, образуя соли, а в расплавленной щелочи – хромиты.

Бихромат калия

K₂Cr₂O₇ является мощным окислителем и ему отдается предпочтение в качестве средства для очистки лабораторной посуды от органики. Для этого используется его насыщенный раствор в концентрированной серной кислоте. Иногда, однако, его заменяют бихроматом натрия, исходя из более высокой растворимости последнего. Кроме того, он может регулировать процесс окисления органических соединений, преобразуя первичный спирт в альдегид, а затем в углекислоту.

Бихромат калия способен вызвать хромовый дерматит. Хром, вероятно, является причиной сенсибилизации, ведущей к развитию дерматита, особенно рук и предплечий, который носит хронический характер и трудно излечим. Как и другие соединения Cr (VI), бихромат калия канцерогенен. С ним нужно обращаться в перчатках и соответствующими средствами защиты.

Хромовая кислота

Соединение обладает гипотетической структурой H₂CrO₄. Ни хромовая, ни дихромовая кислоты не встречаются в природе, но их анионы находят в различных веществах. «Хромовая кислота», которую можно встретить в продаже, на самом деле является ее кислотным ангидридом – триоксидом CrO₃.

Хромат свинца (II)

PbCrO₄ обладает ярко-желтой окраской и практически не растворим в воде. По этой причине он нашел применение в качестве красящего пигмента под названием «желтый крон».

Cr и пятивалентная связь

Хром отличается своей способностью образовывать пятивалентные связи. Соединение создается Cr (I) и углеводородным радикалом. Пятивалентная связь формируется между двумя атомами хрома. Его формула может быть записана как Ar–Cr–Cr–Ar, где Ar представляет собой специфическую ароматическую группу.

Применение

Хром – химический элемент, свойства которого обеспечили ему множество различных вариантов применения, некоторые из которых приведены ниже.

Металлам он придает устойчивость к коррозии и глянцевую поверхность. Поэтому хром входит в состав таких сплавов, как нержавеющая сталь, используемых, например, в столовых приборах. Он также применяется для нанесения хромированного покрытия.

Хром является катализатором различных реакций. Из него делают формы для обжига кирпича. Его солями дубят кожу. Бихромат калия применяют для окисления органических соединений, таких как спирты и альдегиды, а также для очистки лабораторной посуды. Он служит фиксирующим агентом для окрашивания ткани, а также используется в фотографии и фотопечати.

CrO₃ применяется для изготовления магнитных лент (например, для аудиозаписи), которые обладают лучшими характеристиками, чем пленки с оксидом железа.

Роль в биологии

Трехвалентный хром – химический элемент, необходимый для метаболизма сахара в организме человека. Напротив, шестивалентный Cr очень токсичен.

Меры предосторожности

Металлический хром и соединения Cr (III), как правило, не считаются опасными для здоровья, но вещества, содержащие Cr (VI), могут быть токсичными, если их принимать внутрь или вдыхать. Большинство таких веществ оказывают раздражающее действие на глаза, кожу и слизистые оболочки. При постоянном воздействии соединения хрома (VI) могут вызвать повреждение глаз, если их не лечить должным образом. Кроме того, это признанный канцероген. Смертельная доза данного химического элемента – около половины чайной ложки. Согласно рекомендациям Всемирной организации здравоохранения, предельно допустимая концентрация Cr (VI) в питьевой воде составляет 0,05 мг на литр.

Так как соединения хрома используются в красителях и для дубления кожи, они часто встречаются в почве и грунтовых водах заброшенных промышленных объектов, требующих экологической очистки и восстановления. Грунтовка, содержащая Cr (VI), до сих пор широко применяется в аэрокосмической промышленности и автомобилестроении.

Свойства элемента

Основные физические свойства хрома следующие:

Атомное число: 24.
Атомный вес: 51,996.
Температура плавления: 1890 °C.
Температура кипения: 2482 °C.
Степень окисления: +2, +3, +6.
Конфигурация электронов: [Ar]3d⁵4s¹.

fb.ru

Свойства и применения хрома

Подробности

Подробности: Опубликовано 14.09.2016 12:14; Просмотров: 12968

Хром, переходный метал, который широко используется в промышленности благодаря своей прочности и устойчивости к нагреву и коррозии. Эта статья даст вам понимание некоторых важных свойств и возможностей использования этого переходного металла.

Хром относится к категории переходных металлов. Это твердый, но хрупкий металл серо-стального цвета с атомным номером 24. Этот блестящий металл помещают в группы 6 периодической таблицы, и обозначают символом «Cr».

Имя хромий является производным от греческого слова хрома, что означает цвет.

Верный своему имени, хром образует несколько интенсивно окрашенных соединений. Сегодня практически весь коммерчески используемый хром извлекается из руды хромита железа или окиси хрома (FeCr2O4).

Свойства хрома

Хром является наиболее распространенным элементом на земной коре, но он никогда не происходит в чистом виде. В основном добывается из шахт, таких как хромитовые рудники.

Расплавляют хром при температуре 2180 K или 3465°F, а температура кипения составляет 2944 K или 4840°F. его атомный вес 51.996 г/моль, и по шкале Мооса составляет 5,5.

Хром встречается во многих окислительных состояниях, таких как +1, +2, +3, +4, +5, и +6, из которых +2, +3 и +6 являются наиболее распространенными, а +1, +4, А +5-это редкое окисление. В +3 степени окисления является наиболее стабильным состоянием хрома. Хром (III) может быть получен растворением элементарного хрома в соляной или серной кислоте.

Этот металлический элемент известен своими уникальными магнитными свойствами. При комнатной температуре, он обладает антиферромагнитным упорядочением, которое показано на других металлах при относительно низких температурах.

Антиферромагнетизм – это где соседние ионы, которые ведут себя как магниты присоединяются к противоположным или антипараллельным механизмам через материал. В результате, магнитное поле, создаваемое магнитными атомами или ионами, ориентируются в одном направлении отменяя магнитные атомы или ионы, выстроенные в противоположном направлении, так, что материал не проявляет никаких грубых внешних магнитных полей.

При температуре выше 38°C, хром становится парамагнетиком, т. е. его привлекает внешне приложенное магнитное поле. Другими словами, хром привлекает внешнее магнитное поле при температуре выше 38°С.

Хром не подвергается водородному охрупчиванию, т. е. не становятся хрупкими при воздействии атомарного водорода. Но при воздействии азота, он теряет свою пластичность и становится хрупким.

Хром обладает высокой устойчивостью к коррозии. Тонкая защитная оксидная пленка образуется на поверхности металла, когда он вступает в контакт с кислородом в воздухе. Этот слой препятствует диффузии кислорода в основной материал и таким образом, защищает его от дальнейшей коррозии. Этот процесс называется пассивация, пассивация хромом дает устойчивость к воздействию кислот.

Существует три основных изотопа хрома, которые называются 52Cr, 53Cr, 54Cr и, из которых 52 CR является наиболее распространенным изотопом. Хром реагирует с большинством кислот, но не взаимодействует с водой. При комнатной температуре он реагирует с кислородом, образуя оксид хрома.

Применение

Производство нержавеющей стали

Хром нашел широкий спектр применения благодаря своей твердости и устойчивости к коррозии. Он используется в основном в трех отраслях промышленности ― металлургической, химической и огнеупорной. Он широко используется для производства нержавеющей стали, так как это предотвращает коррозию. Сегодня это очень важный легирующий материал для сталей. Он также используется для изготовления нихрена, что используется в нагревательных элементах сопротивления из-за его способности выдерживать высокие температуры.

Покрытие поверхностей

Кислый хромат или дихромат используется также для покрытия поверхностей. Обычно это делается с помощью метода гальваники, в котором тонкий слой хрома наносится на металлическую поверхность. Другой способ – это хромирование деталей, через который хроматы используются для нанесения защитного слоя на определенные металлы, такие как алюминий (Al), кадмий (CD), цинк (Zn), серебро, а также магний (MG).

Сохранение древесины и дубление кож

Соли хрома (VI) являются токсичными, поэтому они используются для сохранения древесины от повреждения и разрушения грибком, насекомыми и термитами. Хром (III), особенно хромовые квасцы или сульфат калия используется в кожевенной промышленности, так как он помогает стабилизировать кожу.

Красители и пигменты

Хром также используется для изготовления пигментов или красителей. Желтый хром и хромат свинца, широко использовались в качестве пигмента в прошлом. Из-за экологических проблем, его использование существенно снизилось, а затем, наконец, его заменили свинец и хромовые пигменты. Другие пигменты на основе хрома, красного хрома, оксида зеленого хрома, которые является смесью желтой и Берлинской лазури. Окись хрома используется для придания зеленоватого цвета стекла.

Синтез искусственных рубинов

Изумруды обязаны своим зеленым оттенком хрому. Окись хрома применяется также для производства синтетических рубинов. Естественные рубины корунды или кристаллы оксида алюминия, которые обретают красный оттенок из-за присутствия хрома. Синтетические или искусственные рубины сделаны легированием хрома (III) на синтетических кристаллах корунда.

Биологические функции

Хрома (III) или трехвалентный хром, необходим в организме человека, но в очень небольших количествах. Это, как полагают, играет важную роль в липиде и метаболизме сахара. В настоящее время он используется во многих диетических добавках, которые как утверждают, имеют несколько преимуществ для здоровья, однако, это является спорным вопросом. Биологическая роль хрома не была должным образом проверена, и многие эксперты считают, что это не важно для млекопитающих, в то время как другие рассматривают его как важнейший микроэлемент для человека.

Другое использование

Высокая температура плавления и теплостойкость сделать хром идеальным огнеупорным материалом. Он нашел себе применение в доменных печах, цементных печах, и металлических. Многие соединения хрома применяются в качестве катализаторов для переработки углеводородов. Хром (IV) используется, чтобы произвести магнитные ленты, используемые в аудио и видеокассетах.

Шестивалентный хром или хром (VI) называется токсическим и мутагенным веществом, а хром (IV) является известным своими канцерогенными свойствами. Хромат соли также вызывает аллергические реакции у некоторых людей. Благодаря заботе о здравоохранении и экологическим проблемам, некоторые ограничения были наложены на использование соединений хрома в различных частях мира.

Добавить комментарий

electrowelder.ru

Химические свойства

«Национальный исследовательский Томский политехнический Университет»

Институт природных ресурсов Геоэкология и геохимия

РЕФЕРАТ

Хром

по дисциплине:

Химия

Выполнил:

студент группы 2Г41 Ткачева Анастасия Владимировна 29.10.2014

Проверил:

преподаватель Стась Николай Федорович

Томск 2014

Положение в периодической системе

Хром — элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 24. Обозначается символом Cr(лат. Chromium). Простое вещество хром — твёрдый металлголубовато-белого цвета. Хром иногда относят к чёрным металлам.

Строение атома

+17 Cl )2 )8 )7 – схема строения атома

1s2s2p3s3p- электронная формула

Атом располагается в III периоде, и имеет три энергетических уровня

Атом располагается в VII в группе, в главной подгруппе – на внешнем энергетическом уровне 7 электронов

Свойства элемента

Физические свойства

Хром – белый блестящий металл с кубической объемно-центрированной решеткой, а = 0,28845 нм, отличающийся твердостью и хрупкостью, с плотностью 7,2 г/см³, один из самых твердых чистых металлов (уступает только бериллию, вольфраму и урану), с температурой плавления 1903 град. И с температурой кипения около 2570 град. С. На воздухе поверхность хрома покрывается оксидной пленкой, которая предохраняет его от дальнейшего окисления. Добавка углерода к хрому еще больше увеличивает его твердость.

Хром при обычных условиях – инертный металл, при нагревании становится довольно активным.

Взаимодействие с неметаллами

При нагревании выше 600°С хром сгорает в кислороде:

4Cr + 3O₂ = 2Cr₂O₃.

С фтором реагирует при 350°С, с хлором – при 300°С, с бромом – при температуре красного каления, образуя галогениды хрома (III):

2Cr + 3Cl₂ = 2CrCl₃.

С азотом реагирует при температуре выше 1000°С с образованием нитридов:

2Cr + N₂ = 2CrN

или 4Cr + N₂ = 2Cr₂N.

Сера при температуре выше 300°С образует сульфиды от CrS до Cr₅S₈, например:

2Cr + 3S = Cr₂S₃.

Реагирует с бором, углеродом и кремнием с образованием боридов, карбидов и силицидов:

Cr + 2B = CrB₂ (возможно образование Cr₂B, CrB, Cr₃B₄, CrB₄),

2Cr + 3C = Cr₂C₃ (возможно образование Cr₂₃C₆, Cr₇B₃),

Cr + 2Si = CrSi₂ (возможно образование Cr₃Si, Cr₅Si₃, CrSi).

С водородом непосредственно не взаимодействует.

Взаимодействие с водой

В тонкоизмельченном раскаленном состоянии хром реагирует с водой, образуя оксид хрома (III) и водород:

2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂

Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов хром находится до водорода, он вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот:

Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂;

Cr + H₂SO₄ = CrSO₄ + H₂.

В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):

4Cr + 12HCl + 3O₂ = 4CrCl₃ + 6H₂O.

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты:

2Cr + 6H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O;

Cr + 6HNO₃ = Cr(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O.

Взаимодействие с щелочными реагентами

В водных растворах щелочей хром не растворяется, медленно реагирует с расплавами щелочей с образованием хромитов и выделением водорода:

2Cr + 6KOH = 2KCrO₂ + 2K₂O + 3H₂.

Реагирует с щелочными расплавами окислителей, например хлоратом калия, при этом хром переходит в хромат калия:

Cr + KClO₃ + 2KOH = K₂CrO₄ + KCl + H₂O.

Восстановление металлов из оксидов и солей

Хром – активный металл, способен вытеснять металлы из растворов их солей: 2Cr + 3CuCl₂ = 2CrCl₃ + 3Cu.

Свойства простого вещества

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»):

2Cr→2Cr

Все эти соли Cr²⁺ — сильные восстановители вплоть до того, что при стоянии вытесняют водород из воды. 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 M^ICr(SO₄)₂·12H₂O (квасцов)

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

Cr+3NH+3h3O→Cr(OH)↓+3NH

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

Cr+3OH→Cr(OH)↓

Cr(OH)+3OH→[Cr(OH)]

Сплавляя Cr₂O₃ со щелочами получают хромиты:

Cr2O3+2NaOH→2NaCrO2+h3O

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

Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3h3O

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

2Na[Cr(OH)]+3HO→2NaCrO+2NaOH+8HO

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

Соединения хрома (+4)[

При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO₃ в гидротермальных условиях получают оксид хрома(IV) CrO₂, который является ферромагнетикоми 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, дихромовую H₂Cr₂O₇ и другие изополикислоты с общей формулой H₂Cr_nO_3n+1. Увеличение степени полимеризации происходит с уменьшением рН, то есть увеличением кислотности:

2CrO+2H→Cr2O+h3O

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

Cr2O+2OH→2CrO+HO

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

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:

Ba+CrO→BaCrO↓

2Ba+CrO+h3O→2BaCrO↓+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

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.

studfiles.net

Хром — Википедия

Внешний вид простого вещества

Твёрдый металл голубовато-белого цвета
Свойства атома
Название, символ, номер	Хром / Chromium (Cr), 24
Атомная масса (молярная масса)	51,9961(6)^[1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[Ar] 3d⁵ 4s¹
Радиус атома	130 пм
Химические свойства
Ковалентный радиус	118 пм
Радиус иона	(+6e)52 (+3e)63 пм
Электроотрицательность	1,66 (шкала Полинга)
Электродный потенциал	-0.74
Степени окисления	6, 3, 2, 0
Энергия ионизации (первый электрон)	652,4 (6,76) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)	7,19 г/см³
Температура плавления	2130 K
Температура кипения	2945 K
Уд. теплота плавления	21 кДж/моль
Уд. теплота испарения	342 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	23,3^[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём	7,23 см³/моль

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 (CAS-номер: 7440-47-3) — твёрдый металл голубовато-белого цвета. Хром иногда относят к чёрным металлам.

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 французский химик Л. Н. Воклен выделил из него новый тугоплавкий металл (скорее всего, Воклен получил карбид хрома).

Происхождение названия[править]

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

Нахождение в природе[править]

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[править]

Самые большие месторождения хрома находятся в ЮАР (1 место в мире), Казахстане, России, Зимбабве, Мадагаскаре. Также есть месторождения на территории Турции, Индии, Армении^[3], Бразилии, на Филиппинах^[4].

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)^[4].

Геохимия и минералогия[править]

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.

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:

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:

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[править]

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^[5], один из самых твердых чистых металлов (уступает только иридию, бериллию, вольфраму и урану). Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке.

Химические свойства[править]

Характерные степени окисления[править]

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

Степень окисления	Оксид	Гидроксид	Характер	Преобладающие формы в растворах	Примечания
+2	CrO (чёрный)	Cr(OH)₂ (желтый)	Основный	Cr²⁺ (соли голубого цвета)	Очень сильный восстановитель
+3	Cr₂O₃ (зелёный)	Cr(OH)₃ (серо-зеленый)	Амфотерный	Cr³⁺ (зеленые или лиловые соли) [Cr(OH)₄]^– (зелёный)
+4	CrO₂	не существует	Несолеобразующий	–	Встречается редко, малохарактерна
+6	CrO₃ (красный)	H₂CrO₄ H₂Cr₂O₇	Кислотный	</sub>CrO₄^2- (хроматы, желтые) </sub>Cr₂O₇^2- (дихроматы, оранжевые)	Переход зависит от рН среды. Сильнейший окислитель, гигроскопичен, очень ядовит.

Простое вещество[править]

Соединения Cr(+2)[править]

Все эти соли Cr²⁺ — сильные восстановители вплоть до того, что при стоянии вытесняют водород из воды^[7]. 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)[править]

Cr³⁺ склонен к образованию двойных сульфатов вида M^ICr(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):

Соединения хрома (+4)[править]

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)[править]

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

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:

Соединения хрома(VI) — сильные окислители, например:

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[править]

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 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.^[8] Другими источниками шестивалентного хрома являются триоксид хрома и различные соли — хроматы и дихроматы. Шестивалентный хром используется при производстве нержавеющих сталей, текстильных красок, консервантов дерева, для хромирования и пр.

Шестивалентный хром является признанным канцерогеном при вдыхании.^[9] На многих рабочих местах сотрудники подвержены воздействию шестивалентного хрома, например, при гальваническом хромировании или сварке нержавеющих сталей.^[9] 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 и хроматам по структуре и заряду. Трёхвалентный хром, более часто встречающийся, не транспортируется в клетки.

Внутри клетки Cr(VI) разлагается к метастабильному пятивалентному хрому (Cr(V)), затем к трехвалентному хрому (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.^[10]

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 тонких 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).^[11]^[12] В России предельно допустимая концентрация хрома (VI) существенно ниже — 1,5 мкг/м³ (0,0015 мг/м³).^[13]

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.^[14]

↑ 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. —,. —. — 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.
↑ статья «Минеральные ресурсы». Энциклопедия «Кругосвет». Архивировано из первоисточника 21 августа 2011.
↑ ^4,0^4,1 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
↑ 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.
↑ ^9,0^9,1 IARC. Volume 49: Chromium, Nickel, and Welding. — Lyon: International Agency for Research on Cancer. — 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

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, H₂, W, Sb, Bi, Ge, Re, Cu, Tc, Te, Rh, Po, Hg, Ag, Pd, Os, Ir, Pt, Au

www.wiki-wiki.ru

Хром | Мир металлов

Хром. Приоритет открытия хрома принадлежит французскому ученому Л.Н. Воклену, который в 1797 г. представил в Парижскую Академию наук образцы нового металла – хромат свинца, полученного из природного соединения – крокоита.

Первые попытки применения хрома в роли легирующего элемента относятся к 1821 г., когда была получена первая хромистая сталь. Это и было начало трудовой деятельности хрома. Металлурги достойно оценили влияние хрома на свойства стали и на сегодняшний день, можно сказать, хром – это легирующий элемент номер один. Сталей, легированных хромом, чрезвычайно много. Обычно принято подразделять такие стали на низко- и высоколегированные. Первые содержат, как правило, не более 1,6, а вторые – более 12 % хрома.

Конструкционные стали, содержащие хрома от 0,6 до 1,6 %, имеют повышенную прочность и твердость. Хром также улучшает прокаливаемость. Например, сталь 40 имеет предел прочности 580 МПа, предел текучести 340 МПа, относительное удлинение 19 %. А сталь марки 40Х имеет аналогичные показатели, соответственно, 1000 МПа, 800 МПа, 13 %; прокаливаемость при этом возрастает в 3 раза. Вот что значит 1 % хрома в стали. Из хромистых сталей изготовляют валы, зубчатые колеса, толкатели, болты, шпильки и другие детали.

При добавлении в железо более 12 % хрома происходят поразительные изменения. Такой сплав при обыкновенных условиях не подвергается коррозии. Это свойство было впервые открыто в 1911 г., а 1913 г. считается годом начала промышленного производства хромистой нержавеющей стали. Еще спустя 10 лет было освоено производство хромоникелевой нержавеющей стали.

Чем объясняется высокая коррозионная стойкость хромистых сталей? При введении хрома в сталь происходит резкое увеличение потенциала твердого раствора а-железа и на поверхности металла образуется тончайшая плотная окисная пленка – поверхность металла изолируется от воздействия внешней среды.

Естественно, что хромистые стали нашли широкое применение. Однако есть у хромистых сталей недостаток – из них нельзя получить листовой прокат. Эта очень важная проблема все же была решена созданием хромоникелевой стали типа Х18Н9. Подобные стали прокатываются и их коррозионная стойкость стала еще выше. Дело в том, что никель, вводимый в хромистую нержавеющую сталь в количестве более 8 %, переводит ее в аустенитное состояние. А однородная структура аустенита, естественно, исключает возникновение микрогальванических элементов на поверхности деталей, изготовленных из такой стали.

Дальнейшая эксплуатация стали типа Х18Н9 показала, что., если при работе деталь из такой стали подвергалась нагреву до 500 700 °С, то появлялось коррозионное разрушение по границам зерен. Такая коррозия называется межкристаллитной. Оказывается, в данном интервале температур происходит нарушение однородности аусте-нитной структуры вследствие выделения карбидов хрома и соединений, очень богатых хромом. Очевидно, такой процесс сопровождается уменьшением содержания хрома в прилегающих к карбиду хрома участках твердого раствора. В среде электролита карбиды хрома становятся катодами, а обедненные хромом зоны аустенита – анодными участками. Особенно неблагоприятно выделение карбидов хрома по границам зерен. Обедненные хромом границы зерен подвергаются коррозии, и общее коррозионное разрушение приобретает наиболее опасный межкристаллитный характер.
Опасность устраняется, если в указанную хромоникелевую сталь добавить 1 % титана, который является наиболее активным карбидо-образующим элементом. При нагреве до температур 500-700 °С титан опережает хром, не дает ему соединиться с углеродом, образует карбиды титана и менее активный хром вынужден продолжать выполнять свою благородную задачу – обеспечивать высокий электродный потенциал аустенита. Надо отдать должное металлургам и металловедам – подобный способ борьбы с межкристалитной коррозией оригинален и, главное, эффективен.

Введение титана как легирующего элемента, т. е. более 0,025 %, помимо только что отмеченного благоприятного влияния, обеспечивает более высокую жаростойкость, сопротивление износу, получение мелкозернистой структуры, более полное удаление вредных примесей. Иногда титан заменяют ниобием. Ниобий оказывает аналогичное влияние на свойства хромоникелевой нержавеющей стали, и можно было бы всегда применять ниобий, если бы не высокая цена. Ниобий более чем в 30 раз дороже титана. Поэтому заменяют титан ниобием лишь тогда, когда листовой прокат поступает для получения сварных конструкций. Титан при сварке выгорает, а ниобий, как более тугоплавкий металл, не выгорает, и высокие антикоррозионные свойства сварных швов сохраняются.

Дальнейшее повышение коррозионной стойкости сталей типа Х18Н9Т пошло по пути уменьшения углерода в стали, что приводит к снижению содержания карбидов. Появились стали с пониженным содержанием углерода. Примерами таких сталей являются стали марок 0Х18Н9Т (углерода менее 0,08%), 00Х18Н9Т (углерода менее 0,04 %), 000Х18Н9Т (углерода менее 0,02%). Эти стали хорошо свариваются и применяются для изготовления трубопроводов, выхлопных конусов, деталей камер сгорания, диафрагм, листовых металлических частей турбины, емкостей заправочного и другого аналогичного оборудования.

Хромистые нержавеющие стали марок 12X13, 20X13 применяются для изготовления деталей топливной аппаратуры, соединительных элементов трубопроводов, клапанов, предметов домашнего обихода, а стали марок 28X13 и 40X13 -для изготовления хирургического инструмента, пружин и других деталей, работающих в слабоагрессивных средах (воздух, пар, вода).

Большая группа специальных сталей и сплавов носит название жаропрочных. Они способны длительное время работать при высоких температурах в сложнонапряженном состоянии при одновременном воздействии агрессивной внешней среды. Это стали и сплавы, которые содержат много легирующих элементов, главным из них является никель. Но обойтись без хрома и здесь пока невозможно. А низколегированные жаропрочные и жаростойкие сплавы не содержат никеля, но хром – обязательно.

Необходимый уровень жаропрочности достигается в сталях типа 12Х2МФСР, 12Х2МФБ (ЭИ531) за счет комплексного легирования. Легирующие элементы повышают силы связи атомов в кристаллической решетке железа, вызывают дисперсионное твердение, стабилизируют карбидную фазу. Все эти факторы и обусловливают повышенную жаропрочность.

Одной из самых заслуженных жаропрочных сталей является сталь ЭИ69. Эта сталь была применена впервые в нашей стране в 1939 г. для лопаток и дисков газовых турбин. Она применяется и сегодня, но не как турбинная сталь, а как сталь для клапанов поршневых двигателей, для крепежных деталей. И это закономерно – рабочие температуры за этот период существенно возросли.

Жаропрочные сплавы обычно называют «на никелевой основе», на основе «железа и никеля». Но и хрома в этих сплавах содержится до 30 %, а в сплавах типа ВХ-4 до 66 % хрома. Такие сплавы могут работать при температурах до 1200 °С.

Необходимо отметить, что долгое время существовало мнение о неперспективности сплавов на основе хрома из-за свойственной хрому хрупкости при обыкновенных температурах. Но человек-исследователь решил: хром не первый неподдающийся металл, были и потруднее. И начал освоение непокорного. Вначале добился повышения чистоты при плавке, применяя рафинирование, раскисление и денитрирование. Хром стал менее хрупким, но не настолько, чтобы стать пригодным для изготовления из него деталей. Ввели модифицирование при кристаллизации, всестороннее сжатие при обработке давлением – хром стал еще менее хрупким. Но этого было недостаточно. Только при образовании двухфазной структуры, при которой одна фаза была более пластичной по сравнению с другой, получили пластичный хром и сплавы на его основе с температурой перехода в хрупкое состояние ниже минус 60 °С.

В последние годы в нашей стране и за рубежом появились необычные нержавеющие стали типа СН-2. Их называют стареющими нержавеющими или сверхпрочными. Почти трехкратное повышение прочности достигается комплексным влиянием легирующих элементов {в основном меди, титана и алюминия), которые при старении способствуют образованию карбидов и протеканию ряда других процессов. Но не только высокая прочность является достоинством сталей данной группы. Например, сталь ВСН-2 обладает отличной свариваемостью многими видами сварки, она не требует термической обработки сварного шва, сварные швы отличаются высокой пластичностью и ударной вязкостью, сварка не вызывает поводки (коробления) изделия. Последнее объясняется малым содержанием углерода и низкой температурой мартенситного превращения.

Многие резервы данной группы сталей еще не использованы, многие еще не выявлены, но то, что их внедрение в различные отрасли современной техники является одним из направлений по созданию машин с минимальной материалоемкостью,- это очевидно.

С 1970 г. хром получил новую профессию – защищать сталь от коррозии: ученые разработали методы хромирования. К 20-м годам нашего века методы покрытия поверхности металлов металлическим хромом были доведены до их практического применения. Установлено, что даже тончайшее покрытие в 0,005 мм дает эффект защиты от коррозии. Такие покрытия отличаются высокой устойчивостью против химических, механических и термических воздействий.

Широкое применение имеют соединения хрома. Например, в огнеупорной промышленности применяются хромиты (кислородные соединения хрома), отличающиеся высокими химической инертностью и температурой плавления. В дубильном производстве и при изготовлении красителей без соединений хрома пока обойтись просто невозможно.

Большое значение для промышленности имеют сплавы на основе карбида хрома, которые используются в производстве фильер для волочения проволоки, вкладышей пресс-форм, вырубных штампов и других быстроизнашивающихся деталей (деталей насосов, клапанов в устройствах перекачки кислот в химическом машиностроении и др.).

Фосфид хрома применяется в качестве наполнителя при изготовлении шлифовальных кругов.

Несмотря на то что хром является широко распространенным металлом в природных месторождениях, цены за последние 30 лет на хром практически не снизились. Причинами являются возрастающая потребность в этом металле и трудность получения чистого хрома.

Цена 1 т хрома в 1983 г. составляла 3570 р.

metalls.info