К тому же, героиня легко вступает во многие химические реакции. В общем, для отрасли не годится, а вот где она к месту расскажем далее. Но, начнем со свойств вещества.

Свойства хромовой кислоты

Формула хромовой кислоты : — H 2 CrO 4 . В растворах и расплавах она распадается на ионы, становясь электролитом, то есть, веществом проводящим ток. Диссоциация хромовой кислоты бывает полной, или частичной.

То есть, на ионы может распасться не 100% вещества, а лишь доля от него. В большинстве случаев диссоциация незавершенная. Поэтому, раствор хромовой кислоты относится к электролитам средней силы. То же можно сказать о расплавах вещества. Чистое же соединение ток не проводит.

Хромовая кислота свойства имеет, во многом зависящие от степени окисления основного элемента. Наиболее стабильными состояниями являются +2 и +3. Однако, в окислен до +6-ти.

Эта степень для элемента устойчивой не является. Поэтому, хром в легко вступает в химические реакции. В частности, соединение образует . Они являются активными окислителями.

Это значит, что любая соль хромовой кислоты в процессе взаимодействия с другими веществами забирает у них электроны. Большинство окислителей запускают горение. Однако, героини статьи еще и ядовиты.

Так сложилось, что наиболее ядовиты именно 6-валентные соединения хрома. На предприятиях, где приходится их вдыхать, велика доля болеющих раком гортани и, вообще, дыхательных путей.

Попадая на слизистые, хроматы (так именуют соли ) раздражают их, вызывают ожоги. При поступлении ядов с пищей, поражается желудочно-кишечный тракт.

По степени окисления хрома и воздействию хромовой на организм, становится понятно, что рассматриваемое соединение сильное. Героиня статьи даже растворяет.

Противостоят лишь и . На них в ходе реакции образуется оксидная пленка – надежная «крепостная стена», преодолеть которую у окислителя не получается.

В ходе реакций не с чистыми металлами, а некоторыми их соединениями, рождается вода. Дополняют ее хроматы металлов. Так, взаимодействие с гидроксидом калия дает хромат . Он же получится в ходе реакции с оксидом .

На фото хромовый ангидрит

Существует, так же, оксид самой хромовой кислоты. Ангидрит , — вот его научное название. Вещество тоже кристаллическое и тоже . Собственно, алый – это тон 6-валентного хрома. В растворах он тоже .

Но, при малой концентрации, жидкость может получиться оранжевой и даже . Справедливости ради, заметим, что 3-валентный хром придает соединениям и голубоватые тона.

Добыча хромовой кислоты

В свободном виде героиня статьи не встречается. Поэтому, получают из хроматов и прочих соединений. В качестве сырья часто используют бихроматы доступных щелочных металлов.

Они в природе встречаются. Возьмем, к примеру, бихромат калия. Это минерал кроконт. из него можно выделить в присутствии анода из клапанного . Так именуют , выдерживающие солидные механические и температурные нагрузки.

В случае с хромовой кислотой предпочтителен . Покрывают анод из него благородным металлом. Напыление . То есть, частицы благородного сырья осаждены на анод из расплава. Предпочтительно использование и .

Получение хромовой кислоты ведется из раствора бихромата. Его электролиз мембранный. Это значит, что анод в растворе разделен с катодом. Меж ними встает мембрана. Для успеха реакции нужно выдержать температуру около 100-та градусов и определенную плотность тока.

Для кристаллизации хромовой из раствора требуется небольшое снижение температуры и изменение плотности тока. Загвоздка метода состоит в быстром изнашивании анода.

Он не переживает 50-дневный срок, делая затруднительным промышленное получение хромовой . Однако, есть методы установки на электролизере стабильного напряжения. Это продлевает службу анода.

Применение хромовой кислоты

Способность соединения разъедать пользуется для нанесения на них рельефа. Главное избирательно воздействовать реагентом на поверхность и не передержать средство. Итогом становится оформление металлов и . Так что, в деле хромовая , все же, участвует, хоть и не в качестве вставок в перстни да .

Способностью протравливать , то есть, снимать с них верхний слой, пользуется и в автомобильной промышленности. Перед окрашиванием детали обрабатывают реагентом, убирая неровности, шероховатости.

Но, основное применение хромового соединения в автомобилестроении связано с производством катализаторов для выхлопных систем. С героиней статьи в них снижается выработка вредных веществ. В итоге, концерны имеют возможность выпускать экологически чистый транспорт.

При контакте с металлами, которые она не растворяет, хромовая помогает защитить их от коррозии. Образующаяся оксидная пленка перекрывает доступ кислорода, влаги. В итоге, не ржавеют, дольше служат. Вот вам и портящий, на первый взгляд, внешность материалов оксид.

Хромовая кислота в лабораториях припасена для химических опытов и, главным образом, очистки тары. Колбы, пробирки, тазики, — все это легко отмывается с помощью героини статьи, ведь она не только растворяет, но и различные загрязнители.

Так, хромовое соединение разрушает органические остатки. Редкий реагент может их «победить». Без героини статьи лабораторную посуду приходилось бы чаще выкидывать, ведь в грязной опыты проводить нельзя.

Если продают килограммами, 1 000 граммов обходится покупателям от 1-го до 10-ти долларов. Но чаще, реагент реализуют лишь тоннами. Причем устанавливая минимальный . Как правило, это 5 тонн. Но, бывают предприятия, поставляющие лишь закупки от 15 000-18 000 килограммов.

Дата публикации 17.01.2013 13:01

Для того чтобы выяснить содержимое хромовой кислоты, нужно ознакомиться с определенным теоретическим курсом химии. Если у вас нет ни желания, ни времени для этой процедуры, то эта статья специально для вас. Хромовая кислота представляет собой кристаллическое вещество преимущественно красного цвета. Она является электролитом средней силы и может активно применяться в промышленности. Хотя само вещество электрический ток не проводит, а вот его растворы и расплавы такой способностью обладают. Кроме того, соли хромовой кислоты достаточно ядовиты и являются окислителями.

Растворы хромовой кислоты применяются в самых разных областях жизнедеятельности человека. В химической лаборатории хромовая кислота иногда становится незаменимым веществом, без которого невозможны те или иные опыты. С ее помощью избавляются от органических остатков, которые практически нерастворимы при использовании других реагентов. Наиболее частое применение хромовой кислоты – очистка лабораторной посуды от различных химических веществ, которые невозможно удалить простой промывкой водой. Это позволило получать относительно чистую посуду для опытов, что неизбежно приводит к значительной экономии денежных средств.

Хромовая кислота является очень важным элементом процесса травления. Хромовая смесь способна выявить структуру многих материалов для изготовления проводящих дорожек и мембран. Одной из самых необычных областей применения вещества является художественная обработка материалов, так как благодаря своим свойствам оно способно видоизменять наружную поверхность обрабатываемых материалов. Чаще всего ее используют для нанесения рельефа на металл, хотя возможны и другие декоративные материалы. Обработанные хромовой кислотой изделия долгое время сохраняют свои эстетические свойства и не вступают в реакцию с окружающей средой.

В автомобильном мире хромовая кислота также нашла свою область применения. В основном состав используется для создания катализаторов. В данном случае благодаря ей происходит снижение выработки вредных веществ выхлопными газами. Эта особенность позволила всемирно известным автомобильным брендам создавать экологически чистые автомобили с минимальными выбросами выхлопных газов, а значит, с наименьшим загрязнением окружающей среды. Кроме того, очень часто используется и еще одна технология применения хрома – хромовой кислотой обрабатывают детали, которые могут повредиться в процессе трения. Кислота и ангидриды кислот в данном случае значительно увеличивают твердость поверхности детали. Достигается этот эффект в результате процесса хромирования, нужная толщина слоя хрома увеличивается при помощи воздействия на нее электрического тока.

Благодаря раствору на основе хромовой кислоты можно добиться снижения коррозии метала. Пленка оксида цинка в данном случае достаточно плотно покрывает обработанную поверхность, а сама деталь приобретает слегка золотистый оттенок. Защитная оксидная пленка на металле создается еще и при помощи процесса пассивации. В этом случае благодаря специальным растворам на основе хромовой кислоты металл переводится в пассивное состояние и становится более устойчивым к внешним изменениям и воздействию агрессивной окружающей среды. Еще одна область применения хромовой кислоты – процесс создания сверхпрочных поверхностей и материалов. В основном ее особо ценят при создании формовочных и стержневых смесей, которые приобретают новые формы благодаря процессу нагревания.

Для того чтобы выяснить содержимое хромовой кислоты, нужно ознакомиться с определенным теоретическим курсом химии. Если у вас нет ни желания, ни времени для этой процедуры, то эта статья специально для вас. Хромовая кислота представляет собой преимущественно красного цвета. Она является электролитом средней силы и может активно применяться в промышленности. Хотя само вещество не проводит, а вот его растворы и расплавы такой способностью обладают. Кроме того, соли хромовой кислоты достаточно ядовиты и являются окислителями.

Растворы хромовой кислоты применяются в самых разных областях жизнедеятельности человека. В химической лаборатории хромовая кислота иногда становится незаменимым веществом, без которого невозможны те или иные опыты. С ее помощью избавляются от органических остатков, которые практически нерастворимы при использовании других реагентов. Наиболее частое применение хромовой кислоты - очистка лабораторной посуды от различных химических веществ, которые невозможно удалить простой промывкой водой. Это позволило получать относительно чистую посуду для опытов, что неизбежно приводит к значительной экономии денежных средств.

Хромовая кислота является очень важным элементом процесса травления. Хромовая смесь способна выявить структуру многих материалов для изготовления проводящих дорожек и мембран. Одной из самых необычных областей применения вещества является художественная обработка материалов, так как благодаря своим свойствам оно способно видоизменять наружную поверхность обрабатываемых материалов. Чаще всего ее используют для нанесения рельефа на металл, хотя возможны и другие декоративные материалы. Обработанные хромовой кислотой изделия долгое время сохраняют свои эстетические свойства и не вступают в реакцию с окружающей средой.

В автомобильном мире хромовая кислота также нашла свою область применения. В основном состав используется для создания катализаторов. В данном случае благодаря ей происходит снижение выработки вредных веществ Эта особенность позволила всемирно известным автомобильным брендам создавать экологически чистые автомобили с минимальными выбросами выхлопных газов, а значит, с наименьшим загрязнением окружающей среды. Кроме того, очень часто используется и еще одна технология применения хрома - хромовой кислотой обрабатывают детали, которые могут повредиться в процессе трения. Кислота и ангидриды кислот в данном случае значительно увеличивают твердость поверхности детали. Достигается этот эффект в результате процесса хромирования, нужная толщина слоя хрома увеличивается при помощи воздействия на нее электрического тока.

Благодаря раствору на основе хромовой кислоты можно добиться снижения коррозии метала. Пленка в данном случае достаточно плотно покрывает обработанную поверхность, а сама деталь приобретает слегка золотистый оттенок. Защитная оксидная пленка на металле создается еще и при помощи процесса пассивации. В этом случае благодаря специальным растворам на основе хромовой кислоты металл переводится в пассивное состояние и становится более устойчивым к внешним изменениям и воздействию агрессивной окружающей среды. Еще одна область применения хромовой кислоты - процесс создания сверхпрочных поверхностей и материалов. В основном ее особо ценят при создании формовочных и стержневых смесей, которые приобретают новые формы благодаря процессу нагревания.

Хромовая кислота прочно заняла свое место в жизнедеятельности человека, сейчас сложно представить себе без этого вещества. А если учитывать, что данная кислота не так уж и дорого стоит, то она и вовсе занимает лидирующие места в формировании индустриального мира!

Хромовый ангидрид. Хромовые кислоты. Соли хромовых кислот.

Хромовый ангидрид - очень сильный окислитель. Реакции его с некоторыми органическими веществами в присутствии серной кислоты протекают со взрывом:

8 СrО3 + 3 СН3СОСН3 + 12 Н2SО4 = 4 Сr2(SО4)з + 9 СО2 + 9 Н2О

Хромовый ангидрид можно получить действием концентрированной серной кислоты на сухие хроматы или дихроматы:

K2CrO4 + H2SO4 = K2SO4 + CrO3 + H2O

K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + 2 CrO3 + H2O

Хромовый ангидрид применяется как окислитель при различных органических синтезах.

Соли щелочных металлов и аммония хромовых кислот хорошо растворимы в воде. Соли других металлов растворяются трудно. Дихромат калия К2Сг2О7, (хромпик) широко применяется как окислитель в лабораторной практике и химической технологии. Действие хроматов и дихроматов как окислителей проявляется в кислой среде:

К2Сг2О7 + 6 FеSO4 + 7 Н2SO4 = К2SО4 + Сr2(SO4)3 + 3 Fе2(SO4)3 +

При прибавлении раствора железного купороса к раствору дихромата калия оранжевая окраска исчезает и появляется зеленая, обусловленная образованием гидратированных ионов Сг3+.

Бромиды и иодиды окисляются дихроматом калия до свободных галогенов:

К2Сr2О7 + 6 КI + 7 Н2SO4 = Сr2(SO4)3 + 3I2 + 4 К2SO4 + 7 Н2О

При взаимодействии дихромата калия с иодоводородной и бромоводородной кислотами подкислять раствор не требуется, так как необходимую кислотность создают сами восстановители, которые являются сильными кислотами:

К2Сr2О7 + 14 НВr = 2 КВr + 2 СrВr3 + 3 Вr2 + 7 Н2О

Выделяющийся иод или бром маскирует переход оранжевой окраски раствора в зеленую.

В аналитической химии реакция окисления хроматом или дихроатом калия различных ионов используется для их определения. Этот метод анализа называется хроматометрией.

Раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте называется хромовой смесью и используется в лабораторной практике для мытья посуды. Он легко удаляет жир с поверхности стекла, окисляя его образующимся хромовым ангидридом и смывая концентрированной серной кислотой.

Хромовая кислота - кристаллическое вещество красного цвета. Окрашивает раствор в жёлтый цвет. Выделена в свободном состоянии при охлаждении насыщенных водных растворов хромата. Химическая формула H 2 CrO 4 .

Свойства

Хромовая кислота - электролит средней силы. Изополихромовые кислоты существуют в водных растворах, окрашенных в красный цвет. Соли хромовой кислоты являются сильными окислителями, ядовиты. В хромовой кислоте степень окисления хрома равна +6. Хром, как и большинство переходных металлов, может существовать в нескольких степенях окисления. Степень окисления +6 самая высокая для хрома; степень окисления +3 является наиболее стабильной, степень окисления +2 также. Реагирует с основными оксидами и гидроксидами натрия и калия, например амфотерные оксиды и гидроксид цинка с гидроксидом алюминияв ее присутствии или в реакции с хромовой кислотой поведут себя как слабые основания. Продукты реакции - вода и хроматы металлов. Хромовой кислоте соответствуют соли - хроматы, изополихромовым кислотам - изополихроматы (также дихроматы, изополисоединения).

Получение[править | править вики-текст]

· При кипении

Применение

Растворы хромовой кислоты используют при электролитическом хромировании и получении хрома электролизом. Хромовая кислота является промежуточным веществом при хромировании, а также используется в керамической мураве и в цветных композициях стекла. Поскольку раствор хромовой кислоты в серной (также известная как «сульфохромовая кислота») является мощным окислителем, эта смесь может быть использована для очистки лабораторной посуды, или для растворения нерастворимых органических остатков.

Хромовую кислоту используют для производства:

· металлического хрома высокой чистоты,

· катализаторов,

· электролитического хрома,

· сверхтвердых материалов,

· в производстве литья в составе формовочных и стержневых смесей,

· для процессов хромирования, хроматирования и пассивирования,

· для процессов травления.

Хромовый ангидрид и хромовые кислоты - соединения, в которых хром содержится в высшем валентном состоянии: +6. Триоксид хрома СгО3 - кислотный оксид, который взаимодействует с водой, основными оксидами и основаниями:

· СrО3 + Н2О = Н2СrO4

· 2 СrО3 + Н2О = Н2Сr2О7

· СrО3 + СаО = СаСrО4

· СrО3 + 2 КОН = К2СrО4 + Н2О

· Хромовый ангидрид может образовывать как хромовую, так и двухромовую кислоты и их соли. Состояние равновесия

· 2 СrО42- + 2 Н+U 2 НСrО-U Cr2О72- + Н2О

· зависит от кислотности среды: в кислом растворе основная масса хрома находится в виде дихромата, а в щелочном, где концентрация ионов водорода очень мала, - в виде хромата.

· Хромовый ангидрид - очень сильный окислитель. Реакции его с некоторыми органическими веществами в присутствии серной кислоты протекают со взрывом:

· 8 СrО3 + 3 СН3СОСН3 + 12 Н2SО4 = 4 Сr2(SО4)з + 9 СО2 + 9 Н2О

· Хромовый ангидрид можно получить действием концентрированной серной кислоты на сухие хроматы или дихроматы:

· K2CrO4 + H2SO4 = K2SO4 + CrO3 + H2O

· K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + 2 CrO3 + H2O

· Хромовый ангидрид применяется как окислитель при различных органических синтезах.

· Соли щелочных металлов и аммония хромовых кислот хорошо растворимы в воде. Соли других металлов растворяются трудно. Дихромат калия К2Сг2О7, (хромпик) широко применяется как окислитель в лабораторной практике и химической технологии. Действие хроматов и дихроматов как окислителей проявляется в кислой среде:

· К2Сг2О7 + 6 FеSO4 + 7 Н2SO4 = К2SО4 + Сr2(SO4)3 + 3 Fе2(SO4)3 +

· При прибавлении раствора железного купороса к раствору дихромата калия оранжевая окраска исчезает и появляется зеленая, обусловленная образованием гидратированных ионов Сг3+.

· Бромиды и иодиды окисляются дихроматом калия до свободных галогенов:

· К2Сr2О7 + 6 КI + 7 Н2SO4 = Сr2(SO4)3 + 3I2 + 4 К2SO4 + 7 Н2О

· При взаимодействии дихромата калия с иодоводородной и бромоводородной кислотами подкислять раствор не требуется, так как необходимую кислотность создают сами восстановители, которые являются сильными кислотами:

· К2Сr2О7 + 14 НВr = 2 КВr + 2 СrВr3 + 3 Вr2 + 7 Н2О

· Выделяющийся иод или бром маскирует переход оранжевой окраски раствора в зеленую.

· В аналитической химии реакция окисления хроматом или дихроатом калия различных ионов используется для их определения. Этот метод анализа называется хроматометрией.

· Раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте называется хромовой смесью и используется в лабораторной практике для мытья посуды. Он легко удаляет жир с поверхности стекла, окисляя его образующимся хромовым ангидридом и смывая концентрированной серной кислотой.

Чистый хром - очень твердый тугоплавкий металл голубовато-серебристого цвета. Имеет самую большую твердость из всех применяемых в промышленности металлов. Т. пл. 1890°С, плотность 7,19 г/см.

При образовании соединений с другими элементами хром может использовать от 1 до 6 валентных электронов. Наибольшую устойчивость и практическую значимость имеют соединения, в которых атомы Сг находятся в степенях окисления +2, +3, +6.

С повышением степени окисления атомов Сг в оксидах и гидроксидах их основный характер ослабевает,а кислотный - усиливается. В этом же направлении происходит замена восстановительной активности на окислительную.

1. Алюминотермический: Сr 2 O 3 + 2Al = Аl 2 O 3 + 2Сr

2. Силикотермический: 2Сr 2 O 3 + 3Si = 3SiO 2 + 4Cr

3. Электролитический: 2CrCl 3 = 2Сr + 3Cl 2

Поверхностная оксидная пленка является причиной инертности хрома при обычной температуре, благодаря чему этот металл не подвергается атмосферной коррозии (в отличие от железа).

При нагревании хром проявляет свойства довольно активного металла, что соответствует его положению в электрохимическом ряду напряжений.

СrO - оксид хрома (II). Твердое черное вещество, н. р. в Н 2 O.

1) медленное окисление хрома, растворенного в ртути

2Сr + O 2 = 2СrO

2) обезвоживание Сr(ОН) 2 в восстановительной атмосфере:

Сr(ОН) 2 = СrO + H 2 O

СrO - неустойчивое вещество, легко окисляется при небольшом нагревании до Сr 2 O 3 ; при более высоких Т диспропорционирует:

3СrО = Сr + Сr 2 O 3

СrO - типичный основный оксид, проявляет характерные для этого класса свойства. Реакции необходимо проводить в восстановительной среде.

Сr(OН) 2 - гидроксид хрома (II) твердое желтое вещество, н. р. в Н 2 O.

Получают обменными реакциями из солей Сr 2+ :

CrCl 2 + 2NaOH = Сr(ОН) 2 + 2NaCl

Неустойчивое вещество, разлагается при нагревании; на воздухе быстро окисляется с образованием зеленого гидроксида хрома (III);

4Сr(ОН) 2 + O 2 + 2Н 2 O = 4Сr(ОН) 3

желтый → зеленый

Наиболее важные: CrCl 2 , CrSO 4 , (СН 3 СОО) 2 Сr. Гидратированный ион Сr 2+ имеет бледно-голубую окраску.

1. Сr + неметалл (S, Hal 2)

Сr + 2HCl(r) = CrCl 2 + Н 2

2. Восстановление солей Сr 3+ :

2СrСl 3 + Н 2 = 2CrCl 2 + 2HCl

1. Соли Сr 2+ - сильные восстановители, так как очень легко окисляются до солей Сr 3+

4CrCl 2 + 4HCl + O 2 = 4СrСl 3 + 2Н 2 О

2. Раствор CrSO 4 в разбавленной H 2 SO 4 - превосходный поглотитель кислорода:

4CrSO 4 + O 2 + 2H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2Н 2 О

3. С аммиаком соли Сr 2+ образуют комплексные соли - аммиакаты:

CrCl 2 + 6NH 3 = Cl 2

Для Сr 2+ характерно образование двойных сульфатов, например: K 2 Cr(SO 4) 2 6Н 2 O

Сr 2 О 3 - оксид хрома (III), важнейшее природное соединение хрома. Сr 2 О 3 , полученный химическими методами, представляет собой темно-зеленый порошок.

1. Синтез из простых веществ:

4Сr + 3O 2 = 2Сr 2 О 3

2. Термическое разложение гидроксида хрома (III) или дихромата аммония:

2Сr(ОН) 3 = Сr 2 O 3 + 3Н 2 O

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Сr 2 O 3 + N 2 + 4Н 2 O

3. Восстановление дихроматов углеродом или серой:

К 2 Сr 2 O 7 + S = Сr 2 O 3 + K 2 SO 4

Сr 2 O 3 используется для изготовления краски «хромовая зеленая», обладающей термо- и влагоустойчивостью.

Сr 2 O 3 - типичный амфотерный оксид

В порошкообразном виде реагирует с сильными кислотами и сильными щелочами, в кристаллическом виде - химически инертное вещество.

К наиболее практически важным реакциям относятся следующие:

1. Восстановление с целью получения металлического хрома:

Сr 2 O 3 + 2Al = 2Сr + Аl 2 O 3

2. Сплавление с оксидами и карбонатами активных металлов:

Сr 2 O 3 + МgО = Мg(СrO 2) 2

Сr 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaCrO 2 + CO 2

Образующиеся метахромиты являются производными метахромистой кислоты НСrO 2 .

3. Получение хлорида хрома (III):

Сr 2 O 3 + ЗС + 3Cl 2 = 2СrСl 3 + ЗСО

Сr 2 O 3 + ЗССl 4 = 2СrСl 3 + ЗСОСl 2

Образуется в виде синевато-серого осадка при действии щелочей на соли Сr 3+ :

СrСl 3 + 3NaOH = Сr(ОН) 3 + 3NaCl

Практически нерастворимый в воде гидроксид может существовать в виде коллоидных растворов.

В твердом состоянии гидроксид хрома (III) имеет переменный состав Сr 2 O 3 nН 2 O. Теряя молекулу воды, Сr(ОН) 3 превращается в метагидроксид СrО(ОН).

>Сr(ОН) 3 - амфотерный гидроксид, способный растворяться как в кислотах, так и в щелочах:

Cr(OH) 3 + 3HCl = СrСl 3 + ЗН 2 O

Сr(ОН) 3 + ЗН + = Сr 3+ + ЗН 2 O

Сr(ОН) 3 + 3NaOH = Na 3 (Cr(OH) 6 ]

Сr(ОН) 3 + ЗОН - = 3- гексагидроксохромитанион

При сплавлении с твердыми щелочами образуются метахромиты:

Сr(ОН) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2Н 2 O

Растворением осадка Сr(ОН) 3 в кислотах получают нитрат Cr(NO 3) 3 , хлорид СrСl 3 , сульфат Cr 2 (SO 4) 3 и другие соли. В твердом состоянии чаще всего содержат в составе молекул кристаллизационную воду, от количества которой зависит окраска соли.

Самой распространенной является двойная соль КСr(SO 4) 2 12H 2 O - хромокалиевые квасцы (сине-фиолетовые кристаллы).

Хромиты, или хроматы (III) - соли, содержащие Сr 3+ в составе аниона. Безводные хромиты получают сплавлением Сr 2 O 3 с оксидами двухвалентных металлов:

Сr 2 O 3 + МеО = Ме(СrO 2) 2 метахромиты

В водных растворах хромиты существуют в виде гидроксокомплексов.

К наиболее характерным свойствам солей Cr(III) относятся следующие:

1. Осаждение катиона Сг 3+ под действием щелочей:

Сr 3+ + ЗОН - = Сr(ОН) 3

Характерный цвет осадка и его способность растворяться в избытке щелочи используется для отличия ионов Сг 3+ от других катионов.

2. Легкая гидролизуемость в водных растворах, обусловливающая сильнокислый характер среды:

Сr 3+ + Н 2 O = СrОН 2+ + Н +

Соли Сr (III) с анионами слабых и летучих кислот в водных растворах не существуют; так как подвергаются необратимому гидролизу, например:

Cr 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Сr(ОН) 3 + 3H 2 S

3. Окислительно-восстановительная активность:

4. Способность к образованию комплексных соединений - аммиакатов и аквакомплексов, например:

СrСl 3 + 6NH 3 = Cl 3

Кристаллическое вещество темно-красного цвета, очень гигроскопичное, легко растворимое в воде. Основной способ получения:

К 2 Сr 2 O 7(кр.) + H 2 SO 4 = 2CrO 3 + K 2 SO 4 + Н 2 O

СrО 3 - кислотный оксид, активно взаимодействует с водой и щелочами, образуя хромовые кислоты и хроматы.

Хромовый ангидрид - чрезвычайно энергичный окислитель. Например, этанол воспламеняется при соприкосновении с СrO 3:

С 2 Н 6 ОН + 4СrO 3 = 2CO 2 + ЗН 2 O + 2Сr 2 O 3

Продуктом восстановления хромового ангидрида, как правило, является Сr 2 O 3 .

При растворении CrO 3 в воде образуются 2 кислоты:

CrO 3 + Н 2 O = Н 2 СrO 4 хромовая

2CrO 3 + Н 2 O = Н 2 Сr 2 O 7 дихромовая

Обе кислоты существуют только в водных растворах. Между ними устанавливается равновесие:

2Н 2 СrO 4 = Н 2 Сr 2 O 7 + Н 2 O

Обе кислоты очень сильные, по первой ступени диссоциированы практически полностью:

Н 2 СrO 4 = Н + + НCrO 4 -

Н 2 Сr 2 O 7 = Н + + НСr 2 O 7 -

Хроматы (VI) - соли, содержащие анионы хромовой кислоты CrO 4 2- . Почти все имеют желтую окраску (реже - красную). В воде хорошо растворяются только хроматы щелочных металлов и аммония. Хроматы тяжелых металлов н. р. в Н 2 O. Наиболее распространены: Na 2 CrO 4 , К 2 CrO 4 , РЬCrO 4 (желтый крон).

1. Сплавление CrO 3 с основными оксидами, основаниями:

CrO 3 + 2NaOH = Na 2 CrO 4 + Н 2 O

2. Окисление соединений Cr(III) в присутствии щелочей:

2К 3 [Сr(ОН) 6 ]+ ЗВr 2 + 4КОН = 2К 2 СrO 4 + 6КВr + 8Н 2 O

3. Сплавление Сr 2 O 3 со щелочами в присутствии окислителя:

Сr 2 О 3 + 4КOН + КClO 3 = 2К 2 СrO 4 + KCl + 2Н 2 O

Хроматы существуют только в разбавленных щелочных растворах, которые имеют желтую окраску, характерную для анионов СrO 4 2- . При подкислении раствора эти анионы превращаются в оранжевые дихромат-анионы:

2СrO 4 2- + 2Н + = Сr 2 O 7 2- + Н 2 O Это равновесие мгновенно сдвигается в ту или иную сторону при изменении рН растворов.

Хроматы - сильные окислители.

При нагревании хроматы тяжелых металлов разлагаются; например:

4Нg 2 СrO 4 = 2Сr 2 O 3 + 8Нg + 5O 2

Дихроматы (VI) - соли, содержащие анионы дихромовой кислоты Сr 2 O 7 2-

В отличие от монохроматов имеют оранжево-красную окраску и обладают значительно лучшей растворимостью в воде. Наиболее важные дихроматы - К 2 Сr 2 O 7 , Na 2 Cr 2 O 7 , (NH 4) 2 Cr 2 O 7 .

Их получают из соответствующих хроматов под действием кислот, даже очень слабых, например:

2Na 2 CrO 4 + 2СO 2 + Н 2 O → Na 2 Cr 2 O 7 + 2NaHCO 3

Водные растворы дихроматов имеют кислую среду вследствие устанавливаемого равновесия с хроматанионами (см. выше). Окислительные свойства дихроматов наиболее сильно проявляются в подкисленных растворах:

Сr 2 O 7 2- + 14Н + + 6e - = 2Сr 3+ + 7Н 2 O

При добавлении восстановителей к кислым растворам дихроматов окраска резко изменяется от оранжевой до зеленой, характерной для соединений Сг 3+ .