É característico que os vizinhos do cromo, assim como o próprio cromo, sejam amplamente utilizados para ligas de aços.

O ponto de fusão do cromo depende de sua pureza. Muitos pesquisadores tentaram determiná-lo e obtiveram valores de 1513 a 1920 ° C. Uma "dispersão" tão grande se deve principalmente à quantidade e composição das impurezas contidas no cromo. Acredita-se agora que derrete a uma temperatura de cerca de 1875 ° C. O ponto de ebulição é 2199 ° C. A densidade do cromo é menor que a do ferro; é igual a 7,19.

É semelhante em propriedades químicas ao molibdênio e ao tungstênio. Seu óxido mais alto, CrO3, é ácido; é o anidrido crômico H2CrO4. Mineral, com o qual começamos nosso conhecimento com o elemento nº 24, é um sal desse ácido. Além do ácido crômico, o ácido dicrômico H2Cr2O7 é conhecido, e seus sais, os bicromatos, são amplamente utilizados na química.

O óxido de cromo mais comum Cr2O3 é o anfotereno. Em geral, sob diferentes condições, pode apresentar valências de 2 a 6. Apenas compostos de cromo tri e hexavalente são amplamente utilizados.

O cromo tem todas as propriedades de um metal - conduz bem o calor e a corrente elétrica, tem um brilho metálico característico. A principal característica do cromo é sua resistência a ácidos e oxigênio.

Para quem lida constantemente com o cromo, outra de suas características se tornou sinônimo: a uma temperatura de cerca de 37 ° C, algumas das propriedades físicas desse metal mudam abruptamente, abruptamente. A esta temperatura, há um máximo pronunciado de atrito interno e um mínimo do módulo de elasticidade. A resistência elétrica, o coeficiente de expansão linear e a força termoeletromotriz mudam quase com a mesma intensidade.

Os cientistas ainda precisam explicar essa anomalia.

Quatro isótopos naturais de cromo são conhecidos. Seus números de massa são 50, 52, 53 e 54. A participação do isótopo mais abundante, 52Cr, é de cerca de 84%.

Cromo em ligas

Provavelmente não seria natural se a história do uso do cromo e seus compostos começasse não com o aço, mas com outra coisa. O cromo é um dos elementos de liga mais importantes usados ​​na indústria siderúrgica. A adição de cromo aos aços comuns (até 5% Cr) melhora suas propriedades físicas e torna o metal mais suscetível ao tratamento térmico. O cromo é ligado com aços para molas, molas, ferramentas, matrizes e rolamentos de esferas. Neles (exceto para aços de rolamento de esferas), o cromo está presente junto com manganês, molibdênio, níquel, vanádio. E os aços para rolamentos de esferas contêm apenas cromo (cerca de 1,5%) e (cerca de 1%). Este último se forma com carbonetos de cromo de dureza excepcional: Cr3C, Cr7C3 e Cr23C6. Eles dão ao aço de rolamento de esferas alta resistência ao desgaste.

Se o teor de cromo do aço for aumentado para 10% ou mais, o aço se torna mais resistente à oxidação e corrosão, mas é aí que entra em jogo um fator que pode ser chamado de limitação de carbono. A capacidade do carbono de ligar grandes quantidades de cromo leva ao esgotamento do aço neste elemento. Portanto, os metalúrgicos se deparam com um dilema: se você deseja obter resistência à corrosão, reduza o teor de carbono e perca em resistência ao desgaste e dureza.

O grau mais comum de aço inoxidável contém 18% de cromo e 8% de níquel. O teor de carbono é muito baixo - até 0,1%. Os aços inoxidáveis ​​resistem bem à corrosão e à oxidação e mantêm sua resistência em altas temperaturas. A partir de folhas de tal aço, foi feito um grupo escultórico de V. I. Mukhina “Operária e Garota da Fazenda Coletiva”, que foi instalado em Moscou na entrada norte da Exposição de Conquistas da Economia Nacional. Os aços inoxidáveis ​​são amplamente utilizados nas indústrias química e petrolífera.

Os aços com alto teor de cromo (contendo 25-30% Cr) são particularmente resistentes à oxidação em altas temperaturas. Eles são usados ​​para a fabricação de peças para fornos de aquecimento.

Agora algumas palavras sobre ligas à base de cromo. Estes contêm mais de 50% de cromo. Eles têm resistência ao calor muito alta. No entanto, eles têm uma desvantagem muito grande que anula todas as vantagens: são muito sensíveis a defeitos de superfície: basta obter um arranhão, uma microfissura e o produto colapsará rapidamente sob carga. Na maioria das ligas, essas deficiências são eliminadas pelo tratamento termomecânico, mas as ligas à base de cromo não podem ser tratadas dessa maneira. Além disso, são muito quebradiços à temperatura ambiente, o que também limita sua aplicação.

Ligas mais valiosas de cromo com níquel (são frequentemente introduzidas como aditivos de liga e outros elementos). As ligas mais comuns deste grupo - nicromo contêm até 20% de cromo (o restante) e são usadas para a fabricação de elementos de aquecimento. Os nicromos têm uma grande resistência elétrica para metais; quando a corrente é passada, eles aquecem muito.

A adição de molibdênio e cobalto às ligas de cromo-níquel permite obter materiais com alta resistência ao calor, capacidade de suportar cargas pesadas a 650-900 ° C. Essas ligas são usadas, por exemplo, para fazer pás de turbinas a gás. A resistência ao calor também é possuída por ligas de cromo-cobalto contendo 25-30% de cromo. A indústria também utiliza o cromo como material para revestimentos anticorrosivos e decorativos.

Informações Gerais e Métodos de Aquisição

O cromo (Cr) é um metal duro e brilhante. Como elemento independente, foi isolado pela primeira vez em 1797 por Vauquelin a partir do mineral crocoite, que foi descoberto pelo acadêmico Pallas enquanto estudava minerais siberianos em 1765. O cromo recebeu o nome do grego "chromos", que significa cor, devido às diferentes cores de seus compostos - do verde ao vermelho.

O cromo não ocorre no estado livre. Dos numerosos minérios contendo cromo, apenas a cromita FeO-Cr 2 0 3 é de importância industrial, que contém mais de 65% de Cr 2 0 3 (em massa), o restante é FeO. O cromo está incluído em muitos minerais, em particular, na composição de crocoíta PbCrO 4 ; outros minerais contendo cromo incluem finicita, menacloita ou fenicoloita ZPLO-2St 2 0 3 , berezovita, trapacalita, magnocromita, etc. Existe um grande grupo de minerais silicatos contendo cromo, o que confere a esses minerais uma cor característica. A cromita pertence à classe de minerais isomórficos do sistema cúbico, conhecidos como espinélios, que podem ser caracterizados pela fórmula geral -TO-U 2 0 3, onde X é um íon metálico bivalente, Y é um íon metálico trivalente. Em minérios de cromo industrial, o teor de C,g 2 0 3 raramente excede 50% (em peso). O ferrocromo com teor de 65-70% Cr, utilizado na metalurgia, é obtido por redução direta do minério de cromo na proporção Cr:Fe=3:l. A cromita é reduzida com carbono e, para obter ferrocromo, o teor de óxido de cromo no minério deve ser de pelo menos 48%. Durante o processo de fusão, a reação prossegue: Fe0-Cr 2 0 3 + 4C-> - - * -Fe + 2Cr + 4CO.

O cromo de pureza técnica é obtido por métodos aluminotérmicos, silicotérmicos, eletrolíticos e outros a partir do óxido de cromo, que é obtido do minério de ferro cromo. Dos métodos para a produção de metal comercialmente puro adequado para refino adicional, o eletrolítico é o mais simples e o mais econômico. O custo do cromo eletrolítico é um pouco maior do que o cromo obtido por outros métodos, mas as impurezas dele podem ser removidas mais facilmente. Dos métodos para limpar o cromo eletrolítico de impurezas, o mais amplamente utilizado é o tratamento do cromo em hidrogênio purificado a seco. No processo de refino, o oxigênio é removido principalmente do metal, o teor de nitrogênio e outras impurezas metálicas e não metálicas, especialmente elementos com alta pressão de vapor, é um pouco reduzido. O refino do cromo eletrolítico é realizado por aquecimento prolongado a 1300-1500 °C sob condições de influxo contínuo de hidrogênio. A purificação profunda do cromo também pode ser realizada por destilação a vácuo com condensação de vapor em uma superfície fria.

O cromo mais puro para pesquisa laboratorial é obtido pelo método do iodeto. Este processo é baseado na formação de voláteis

iodetos de cromo (a 700-900 °C) e sua dissociação em uma superfície aquecida (a 1000-1100 °C). O cromo metálico após o refino com iodeto é dúctil no estado fundido (alongamento por tração 9-18%).

Propriedades físicas

Características atômicas. O número atômico do cromo é 24, a massa atômica é 51,996 amu. e.m., volume atómico 7,23 * 10-6 m3/mol. Raio atômico (metal) de cromo 0,128 nm, covalente 0,118 nm. Configuração eletrônica de conchas externas 3d 5 4s 1 . Electronegatividade 1.6. Valores do potencial de ionização J (eV): 6,746; 16,49; 31. À pressão atmosférica, o cromo tem aproximadamente. c. grade, à temperatura ambiente a = 0,2884 nm. A energia da rede cristalina é 337,5 μJ/kmol.

Propriedades quimicas

B. Nos compostos, o cromo exibe estados de oxidação +2, +3, +6, menos frequentemente +4, +5, +1.

Em temperaturas normais, o cromo é quimicamente estável; quase não oxida no ar, mesmo na presença de umidade. Quando aquecido, a oxidação ocorre apenas na superfície. Alguns ácidos, como os ácidos nítrico, fosfórico, clórico e perclórico concentrados, formam um filme de óxido de cromo, levando à sua passivação. Nesse estado, o cromo tem uma resistência à corrosão excepcionalmente alta e não é afetado por ácidos minerais diluídos. O cromo é eletronegativo em relação aos metais e ligas mais importantes do ponto de vista prático e, se formar um par galvânico com eles, acelera sua corrosão,

O cromo depositado eletroliticamente contém uma grande quantidade de hidrogênio dissolvido - até ~ 5% (at.). Neste sistema, é possível a formação de CrH (1,9% H), CrH 2 (3,73% H) ou CrH 3 (5,49% H), que possuem baixa estabilidade térmica e se decompõem facilmente com leve aquecimento. O calor de dissolução do hidrogênio em cromo duro a 797-1097 ° C é de 105 kJ / mol H 2, o calor de formação de CrH 2 D / / arr \u003d 15.900 kJ / mol, A solubilidade do oxigênio em cromo duro a 1347 ° C é 0,03% e diminui quando a temperatura cai. O óxido de cromo mais comum é o Cr 2 0 3 (31,6% O), que é uma substância refratária verde (verde de cromo) usada para preparar adesivos e tintas a óleo. Óxido de cromo mais alto Cr0 3 - cristais semelhantes a agulhas vermelho escuro é um anidrido crômico, dissolveremos facilmente em água

Propriedades tecnológicas

O cromo de pureza técnica à temperatura ambiente é quebradiço e adquire plasticidade somente quando aquecido acima de 200-225 ° C. O cromo pertence ao grupo de metais quebradiços a frio, cuja plasticidade cai acentuadamente com a diminuição da temperatura.

Áreas de uso

O cromo é amplamente utilizado na metalurgia, principalmente como adição de liga aos aços para diversos fins. A adição de até 3 °/o Cr aos aços carbono comuns aumenta significativamente suas propriedades mecânicas. Aços contendo 5-6% Cr são caracterizados por maior resistência à corrosão. Com um teor de cromo superior a 10%, os aços apresentam alta resistência à corrosão (aço inoxidável). O cromo como aditivo de liga também está incluído na composição

ligas resistentes ao calor à base de níquel e cobalto. Não existem ligas à base de cromo. Uma grande quantidade de cromo puro é usada na galvanoplastia; A cromagem é um meio confiável de combater a corrosão. Os revestimentos de cromo, além da alta resistência à corrosão, também apresentam alta resistência à abrasão.

O cromo na forma de compostos é usado na produção de materiais refratários e pigmentos.

"Universidade Politécnica Nacional de Pesquisa de Tomsk"

Instituto de Recursos Naturais Geoecologia e Geoquímica

Cromo

Por disciplina:

Química

Concluído:

aluno do grupo 2G41 Tkacheva Anastasia Vladimirovna 29/10/2014

Verificado:

professor Stas Nikolay Fedorovich

Posição no sistema periódico

Cromo- um elemento de um subgrupo lateral do 6º grupo do 4º período do sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev com número atômico 24. É indicado pelo símbolo Cr(lat. Cromo). substância simples cromo- metal duro branco-azulado. O cromo é por vezes referido como um metal ferroso.

A estrutura do átomo

17 Cl) 2) 8) 7 - diagrama da estrutura do átomo

1s2s2p3s3p - fórmula eletrônica

O átomo está localizado no período III, e tem três níveis de energia

O átomo está localizado em VII no grupo, no subgrupo principal - no nível de energia externa de 7 elétrons

Propriedades do elemento

Propriedades físicas

O cromo é um metal branco brilhante com uma rede cúbica de corpo centrado, a = 0,28845 nm, caracterizada por dureza e fragilidade, com densidade de 7,2 g/cm 3, um dos metais puros mais duros (perdendo apenas para berílio, tungstênio e urânio ), com um ponto de fusão de 1903 graus. E com um ponto de ebulição de cerca de 2570 graus. C. No ar, a superfície do cromo é coberta com uma película de óxido, que a protege de mais oxidação. A adição de carbono ao cromo aumenta ainda mais sua dureza.

Propriedades quimicas

O cromo em condições normais é um metal inerte, quando aquecido torna-se bastante ativo.

Interação com não metais

Quando aquecido acima de 600°C, o cromo queima em oxigênio:

4Cr + 3O 2 \u003d 2Cr 2 O 3.

Reage com o flúor a 350°C, com o cloro a 300°C, com o bromo a uma temperatura de calor vermelho, formando haletos de cromo (III):

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3.

Ele reage com nitrogênio em temperaturas acima de 1000°C para formar nitretos:

2Cr + N 2 = 2CrN

ou 4Cr + N2 = 2Cr2N.

2Cr + 3S = Cr 2 S 3 .

Reage com boro, carbono e silício para formar boretos, carbonetos e silicetos:

Cr + 2B = CrB 2 (é possível a formação de Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 4),

2Cr + 3C \u003d Cr 2 C 3 (a formação de Cr 23 C 6, Cr 7 B 3 é possível),

Cr + 2Si = CrSi 2 (possível formação de Cr 3 Si, Cr 5 Si 3, CrSi).

Não interage diretamente com o hidrogênio.

Interação com a água

Em um estado quente finamente moído, o cromo reage com a água, formando óxido de cromo (III) e hidrogênio:

2Cr + 3H 2 O \u003d Cr 2 O 3 + 3H 2

Interação com ácidos

Na série eletroquímica de voltagens dos metais, o cromo está antes do hidrogênio, ele desloca o hidrogênio das soluções de ácidos não oxidantes:

Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2;

Cr + H 2 SO 4 \u003d CrSO 4 + H 2.

Na presença de oxigênio atmosférico, sais de cromo (III) são formados:

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O.

Os ácidos nítrico e sulfúrico concentrados passivam o cromo. O cromo pode se dissolver neles apenas com forte aquecimento, sais de cromo (III) e produtos de redução de ácido são formados:

2Cr + 6H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O;

Cr + 6HNO 3 \u003d Cr (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Interação com reagentes alcalinos

Em soluções aquosas de álcalis, o cromo não se dissolve; ele reage lentamente com álcalis fundidos para formar cromitas e liberar hidrogênio:

2Cr + 6KOH \u003d 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2.

Reage com derretimentos alcalinos de agentes oxidantes, como o clorato de potássio, enquanto o cromo passa para o cromato de potássio:

Cr + KClO 3 + 2KOH = K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O.

Recuperação de metais de óxidos e sais

O cromo é um metal ativo, capaz de deslocar metais de soluções de seus sais: 2Cr + 3CuCl 2 = 2CrCl 3 + 3Cu.

Propriedades de uma substância simples

Estável no ar devido à passivação. Pela mesma razão, não reage com os ácidos sulfúrico e nítrico. A 2000 °C, ele queima com a formação de óxido de cromo (III) verde Cr 2 O 3, que tem propriedades anfotéricas.

Compostos sintetizados de cromo com boro (boretos Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 2, CrB 4 e Cr 5 B 3), com carbono (carbonetos Cr 23 C 6, Cr 7 C 3 e Cr 3 C 2) , com silício (silicidas Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 e CrSi) e nitrogênio (nitretos CrN e Cr 2 N).

Compostos de Cr(+2)

O estado de oxidação +2 corresponde ao óxido básico CrO (preto). Os sais de Cr 2+ (soluções azuis) são obtidos reduzindo os sais de Cr 3+ ou dicromatos com zinco em meio ácido (“hidrogênio no momento do isolamento”):

Todos esses sais de Cr 2+ são fortes agentes redutores, na medida em que deslocam o hidrogênio da água em repouso. O oxigênio no ar, especialmente em um ambiente ácido, oxida o Cr 2+, fazendo com que a solução azul rapidamente fique verde.

O hidróxido de Cr(OH) 2 marrom ou amarelo precipita quando álcalis são adicionados a soluções de sais de cromo(II).

Dihaletos de cromo CrF 2 , CrCl 2 , CrBr 2 e CrI 2 foram sintetizados

Compostos de Cr(+3)

O estado de oxidação +3 corresponde ao óxido anfotérico Cr 2 O 3 e ao hidróxido Cr (OH) 3 (ambos verdes). Este é o estado de oxidação mais estável do cromo. Os compostos de cromo neste estado de oxidação têm uma cor de roxo sujo (íon 3+) a verde (ânions estão presentes na esfera de coordenação).

Cr 3+ é propenso à formação de sulfatos duplos da forma M I Cr (SO 4) 2 12H 2 O (alum)

O hidróxido de cromo (III) é obtido agindo com amônia em soluções de sais de cromo (III):

Cr+3NH+3H2O→Cr(OH)↓+3NH

Soluções alcalinas podem ser usadas, mas em seu excesso forma-se um complexo hidroxo solúvel:

Cr+3OH→Cr(OH)↓

Cr(OH)+3OH→

Ao fundir Cr 2 O 3 com álcalis, as cromitas são obtidas:

Cr2O3+2NaOH→2NaCrO2+H2O

O óxido de cromo (III) não calcinado se dissolve em soluções alcalinas e em ácidos:

Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3H2O

Quando os compostos de cromo(III) são oxidados em um meio alcalino, os compostos de cromo(VI) são formados:

2Na+3HO→2NaCrO+2NaOH+8HO

A mesma coisa acontece quando o óxido de cromo (III) é fundido com álcalis e agentes oxidantes, ou com álcalis no ar (o fundido fica amarelo neste caso):

2Cr2O3+8NaOH+3O2→4Na2CrO4+4H2O

Compostos de cromo (+4)[

Com a decomposição cuidadosa do óxido de cromo (VI) CrO 3 em condições hidrotérmicas, obtém-se o óxido de cromo (IV) CrO 2, que é ferromagnético e possui condutividade metálica.

Entre os tetrahaletos de cromo, CrF 4 é estável, tetracloreto de cromo CrCl 4 existe apenas em vapor.

Compostos de cromo (+6)

O estado de oxidação +6 corresponde ao óxido de cromo ácido (VI) CrO 3 e uma série de ácidos entre os quais existe um equilíbrio. Os mais simples deles são H 2 CrO 4 crômico e H 2 Cr 2 O 7 de dois cromos. Eles formam duas séries de sais: cromatos amarelos e dicromatos laranja, respectivamente.

Óxido de cromo (VI) CrO 3 é formado pela interação de ácido sulfúrico concentrado com soluções de dicromatos. Um óxido ácido típico, ao interagir com a água, forma ácidos crômicos fortes e instáveis: H 2 CrO 4 crômico, H 2 Cr 2 O 7 dicrômico e outros isopoliácidos com a fórmula geral H 2 Cr n O 3n+1. Um aumento no grau de polimerização ocorre com uma diminuição do pH, ou seja, um aumento na acidez.

DEFINIÇÃO

Cromo- metal sólido cinza claro (Fig. 1), com estrutura cúbica de corpo centrado.

É paramagnético, conduz bem a eletricidade, tem alta dureza e risca o vidro.

Arroz. 1. Cromo. Aparência.

As propriedades mecânicas do titânio são fortemente afetadas pela presença de impurezas. O cromo puro é dúctil e, contendo mesmo uma pequena fração de impurezas de nitrogênio e oxigênio, é quebradiço e quebradiço. O cromo de pureza técnica se divide facilmente e se transforma em pó.

As principais constantes de cromo são mostradas na tabela abaixo.

Tabela 1. Propriedades físicas e densidade do cromo.

A prevalência de cromo na natureza

Breve descrição das propriedades químicas e densidade do cromo

Em temperaturas moderadas, o cromo é estável ao ar: os produtos cromados não mancham, pois um filme de óxido fino e transparente os protege de maneira confiável da oxidação.

O cromo se dissolve facilmente em ácido clorídrico (sem acesso ao ar) com a formação de soluções azul-azuladas de sais de cromo (II):

Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2.

Com ácidos oxidantes - sulfúrico e nítrico concentrados - à temperatura ambiente, o cromo não interage. Não se dissolve em água régia. Curiosamente, o cromo muito puro não reage mesmo com ácido sulfúrico diluído, embora a razão para isso ainda não tenha sido estabelecida. Quando mantido em ácido nítrico concentrado, o cromo é passivado, ou seja, perde a capacidade de interagir com ácidos diluídos.

Exemplos de resolução de problemas

EXEMPLO 1

EXEMPLO 2

Exercício	Óxido de cromo (VI) pesando 2 g foi dissolvido em água pesando 500 g. Calcule a fração de massa de ácido crômico H 2 CrO 4 na solução resultante.
Solução	Vamos escrever a equação da reação para obter ácido crômico a partir do óxido de cromo (VI): CrO 3 + H 2 O \u003d H 2 CrO 4. Encontre a massa da solução: m solução \u003d m (CrO 3) + m (H 2 O) \u003d 2 + 500 \u003d 502 g. n (CrO 3) \u003d m (CrO 3) / M (CrO 3); n (CrO 3) \u003d 2/100 \u003d 0,02 mol. De acordo com a equação de reação n(CrO 3) :n(H 2 CrO 4) = 1:1, então n (CrO 3) \u003d n (H 2 CrO 4) \u003d 0,02 mol. Então a massa de ácido crômico será igual a (massa molar - 118 g / mol): m (H 2 CrO 4) \u003d n (H 2 CrO 4) × M (H 2 CrO 4); m (H 2 CrO 4) \u003d 0,02 × 118 \u003d 2,36 g. A fração mássica de ácido crômico em solução é: ω = msoluto / msolução × 100%; ω (H 2 CrO 4) \u003d m soluto (H 2 CrO 4) / m solução × 100%; ω (H 2 CrO 4) \u003d 2,36 / 502 × 100% \u003d 0,47%.
Responda	A fração de massa de ácido crômico é de 0,47%.

Propriedades químicas dos compostos de crómio.

Cr2+. A concentração de carga do cátion cromo divalente corresponde à concentração de carga do cátion magnésio e do cátion divalente ferro, de modo que várias propriedades, especialmente o comportamento ácido-base desses cátions, são próximas. Ao mesmo tempo, como já mencionado, o Cr 2+ é um forte agente redutor, portanto, as seguintes reações ocorrem na solução: mas até a oxidação da água ocorre: 2CrSO 4 + 2H 2 O \u003d 2Cr (OH) SO 4 + H 2. A oxidação do cromo bivalente ocorre ainda mais facilmente do que a oxidação do ferro ferroso, os sais também são hidrolisados ​​pelo cátion em um grau moderado (ou seja, a primeira etapa é dominante).

CrO - óxido básico, preto, pirofórico. A 700 ° C, é desproporcional: 3CrO \u003d Cr 2 O 3 + Cr. Pode ser obtido por decomposição térmica do hidróxido correspondente na ausência de oxigênio.

Cr(OH) 2 é uma base amarela insolúvel. Ele reage com ácidos, enquanto ácidos oxidantes simultaneamente com interação ácido-base oxidam cromo divalente, sob certas condições isso também acontece com ácidos não oxidantes (agente oxidante - H +). Quando obtido por uma reação de troca, o hidróxido de cromo (II) fica verde rapidamente devido à oxidação:

4Cr(OH)2 + O2 = 4CrO(OH) + 2H2O.

A oxidação também é acompanhada pela decomposição do hidróxido de cromo (II) na presença de oxigênio: 4Cr(OH) 2 = 2Cr 2 O 3 + 4H 2 O.

Cr3+. Os compostos de cromo(III) são quimicamente semelhantes aos compostos de alumínio e ferro(III). Óxido e hidróxido são anfotéricos. Sais de ácidos fracos instáveis ​​e insolúveis (H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3) sofrem hidrólise irreversível:

2CrCl 3 + 3K 2 S + 6H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3 ↓ + 3H 2 S + 6KCl; Cr 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3 ↓ + 3H 2 S.

Mas o cátion cromo (III) não é um agente oxidante muito forte, portanto, o sulfeto de cromo (III) existe e pode ser obtido em condições anidras, porém, não a partir de substâncias simples, pois se decompõe quando aquecido, mas pela reação: 2CrCl 3 (cr) + 2H 2 S (gás) \u003d Cr 2 S 3 (cr) + 6HCl. As propriedades oxidantes do cromo trivalente não são suficientes para que as soluções de seus sais interajam com o cobre, mas essa reação ocorre com o zinco: 2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2.

Cr2O3 - óxido anfotérico de cor verde, possui uma rede cristalina muito forte, portanto, exibe atividade química apenas no estado amorfo. Reage principalmente quando fundido com óxidos ácidos e básicos, com ácidos e álcalis, bem como com compostos que possuem funções ácidas ou básicas:

Cr 2 O 3 + 3K 2 S 2 O 7 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3K 2 SO 4; Cr 2 O 3 + K 2 CO 3 \u003d 2KCrO 2 + CO 2.

Cr(OH) 3 (CrO(OH), Cr 2 O 3 *nH 2 O) - hidróxido anfotérico de cor cinza-azulada. Dissolve-se tanto em ácidos como em álcalis. Quando dissolvido em álcalis, formam-se hidroxocomplexos, nos quais o cátion cromo tem número de coordenação 4 ou 6:

Cr(OH)3 + NaOH = Na; Cr(OH) 3 + 3NaOH \u003d Na 3.

Hidroxocomplexos são facilmente decompostos por ácidos, enquanto os processos são diferentes com ácidos fortes e fracos:

Na + 4HCl \u003d NaCl + CrCl 3 + 4H 2 O; Na + CO 2 \u003d Cr (OH) 3 ↓ + NaHCO 3.

Os compostos de Cr(III) não são apenas agentes oxidantes, mas também agentes redutores no que diz respeito à transformação em compostos de Cr(VI). A reação ocorre especialmente facilmente em meio alcalino:

2Na 3 + 3Cl 2 + 4NaOH \u003d 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O E 0 \u003d - 0,72 V.

Em um ambiente ácido: 2Cr 3+ → Cr 2 O 7 2- E 0 = +1,38 V.

cr+6. Todos os compostos de Cr(VI) são oxidantes fortes. O comportamento ácido-base desses compostos é semelhante ao dos compostos de enxofre no mesmo estado de oxidação. Tal semelhança nas propriedades dos compostos de elementos dos subgrupos principal e secundário no estado de oxidação positivo máximo é típica para a maioria dos grupos do sistema periódico.

CrO3 - um composto vermelho escuro, um óxido ácido típico. No ponto de fusão, se decompõe: 4CrO 3 \u003d 2Cr 2 O 3 + 3O 2.

Um exemplo de uma ação oxidante: CrO 3 + NH 3 = Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O (Quando aquecido).

O óxido de cromo (VI) dissolve-se facilmente em água, ligando-o e transformando-se em hidróxido:

H2CrO4 - ácido crômico, é um ácido dibásico forte. Não se destaca de forma livre, porque. em uma concentração acima de 75%, ocorre uma reação de condensação com a formação de ácido dicrômico: 2H 2 CrO 4 (amarelo) \u003d H 2 Cr 2 O 7 (laranja) + H 2 O.

Concentração adicional leva à formação de ácidos tricrômicos (H 2 Cr 3 O 10) e até tetracrômicos (H 2 Cr 4 O 13).

A dimerização do ânion cromato também ocorre por acidificação. Como resultado, sais de ácido crômico em pH > 6 existem como cromatos amarelos (K 2 CrO 4), e em pH< 6 как бихроматы(K 2 Cr 2 O 7) оранжевого цвета. Большинство бихроматов растворимы, а растворимость хроматов чётко соответствует растворимости сульфатов соответствующих металлов. В растворах возможно взаимопревращения соответствующих солей:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O; K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH \u003d 2K 2 CrO 4 + H 2 O.

A interação do dicromato de potássio com ácido sulfúrico concentrado leva à formação de anidrido crômico, que é insolúvel nele:

K 2 Cr 2 O 7 (cristal) + + H 2 SO 4 (conc.) = 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O;

Quando aquecido, o bicromato de amônio sofre uma reação redox intramolecular: (NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

HALOGÊNIOS ("dar à luz sais")

Os halogênios são chamados de elementos do principal subgrupo do grupo VII do sistema periódico. Estes são flúor, cloro, bromo, iodo, astato. A estrutura da camada eletrônica externa de seus átomos: ns 2 np 5. Assim, existem 7 elétrons no nível eletrônico externo, e apenas um elétron está faltando para a camada de gás nobre estável. Sendo os penúltimos elementos no período, os halogênios têm o menor raio no período. Tudo isso leva ao fato de que os halogênios exibem as propriedades dos não metais, têm alta eletronegatividade e alto potencial de ionização. Os halogênios são agentes oxidantes fortes, eles são capazes de aceitar um elétron para se tornar um ânion com carga de "1-" ou exibir um estado de oxidação de "-1" quando ligados covalentemente a elementos menos eletronegativos. Ao mesmo tempo, ao se mover para baixo no grupo de cima para baixo, o raio do átomo aumenta e a capacidade de oxidação dos halogênios diminui. Se o flúor é o agente oxidante mais forte, o iodo, ao interagir com algumas substâncias complexas, bem como com oxigênio e outros halogênios, exibe propriedades redutoras.

O átomo de flúor é diferente dos outros membros do grupo. Em primeiro lugar, exibe apenas um estado de oxidação negativo, pois é o elemento mais eletronegativo e, em segundo lugar, como qualquer elemento do período II, possui apenas 4 orbitais atômicos no nível eletrônico externo, três dos quais são ocupados por pares de elétrons não compartilhados, na quarta há um elétron desemparelhado, que na maioria dos casos é o único elétron de valência. Nos átomos de outros elementos, há um subnível de elétrons d não preenchido no nível externo, para onde um elétron excitado pode ir. Cada par solitário dá dois elétrons quando cozido no vapor, então os principais estados de oxidação do cloro, bromo e iodo, exceto "-1", são "+1", "+3", "+5", "+7". Menos estáveis, mas fundamentalmente alcançáveis ​​são os estados de oxidação "+2", "+4" e "+6".

Como substâncias simples, todos os halogênios são moléculas diatômicas com uma ligação simples entre os átomos. As energias de dissociação de ligação na série de moléculas F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 são as seguintes: 151 kJ/mol, 239 kJ/mol, 192 kJ/mol, 149 kJ/mol. A diminuição monotônica da energia de ligação ao passar do cloro para o iodo é facilmente explicada pelo aumento do comprimento de ligação devido ao aumento do raio atômico. A energia de ligação anormalmente baixa na molécula de flúor tem duas explicações. A primeira diz respeito à própria molécula de flúor. Como já mencionado, o flúor tem um raio atômico muito pequeno e até sete elétrons no nível externo; portanto, quando os átomos se aproximam durante a formação de uma molécula, ocorre a repulsão intereletrônica, como resultado da sobreposição incompleta dos orbitais, e a ordem de ligação na molécula de flúor é ligeiramente menor que a unidade. De acordo com a segunda explicação, nas moléculas dos halogênios restantes há uma sobreposição adicional de doador-aceptor do par de elétrons solitário de um átomo e do orbital d livre do outro átomo, duas dessas interações opostas por molécula. Assim, a ligação nas moléculas de cloro, bromo e iodo é definida como quase tripla em termos de presença de interações. Mas as sobreposições doador-aceitador ocorrem apenas parcialmente, e a ligação tem uma ordem (para uma molécula de cloro) de 1,12.

Propriedades físicas: Em condições normais, o flúor é um gás difícil de liquefazer (ponto de ebulição é -187 0 C) de cor amarelo claro, o cloro é um gás facilmente liquefeito de cor amarelo-esverdeada (ponto de ebulição é -34,2 0 C) , o bromo é um líquido marrom, de fácil evaporação, o iodo é um sólido cinza com brilho metálico. No estado sólido, todos os halogênios formam uma rede cristalina molecular caracterizada por interações intermoleculares fracas. Nesse sentido, o iodo tende a sublimar - quando aquecido à pressão atmosférica, passa para o estado gasoso (forma vapores roxos), contornando o estado líquido. Ao descer no grupo, os pontos de fusão e ebulição aumentam devido ao aumento do peso molecular das substâncias e ao aumento das forças de van der Waals que atuam entre as moléculas. A magnitude dessas forças é tanto maior quanto maior a polarizabilidade da molécula, que, por sua vez, aumenta com o aumento do raio atômico.

Todos os halogênios são pouco solúveis em água, mas bem - em solventes orgânicos não polares, como tetracloreto de carbono. A baixa solubilidade em água deve-se ao fato de que quando uma cavidade é formada para a dissolução da molécula de halogênio, a água perde ligações de hidrogênio suficientemente fortes, em vez das quais não ocorrem interações fortes entre sua molécula polar e a molécula de halogênio apolar. A dissolução de halogênios em solventes apolares corresponde à situação: “semelhante dissolve em semelhante”, quando a natureza da quebra e formação de ligações é a mesma.