Гидроксид хрома (II) Cr(ОН) 2 получают в виде желтого осадка, обрабатывая растворы солей хрома (II) щелочами в отсутствие кислорода:

CrСl 2 +2NaOH=Cr(OH) 2 ¯+2NaCl

Cr(OH) 2 обладает типичными основными свойствами и явля­ется сильным восстановителем:

2Cr(OH) 2 +H 2 O+1/2O 2 =2Cr(OH) 3 ¯

Водные растворы солей хрома (II) получают без доступа воз­духа растворением металлического хрома в разбавленных кисло­тах в атмосфере водорода или восстановлением цинком в кислой среде солей трехвалентного хрома. Безводные соли хрома (II) белого цвета, а водные растворы и кристаллогидраты - синего цвета.

По своим химическим свойствам соли хрома (II) похожи на соли двухвалентного железа, но отличаются от последних более ярко выраженными восстановительными свойствами, т.е. легче, чем соответствующие соединения двухвалентного железа, окис­ляются. Именно поэтому очень трудно получать и хранить соеди­нения двухвалентного хрома.

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

Cr 2 (SO 4) 3 +6NaOH=2Cr(OH) 3 ¯+3Na 2 SO 4

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

2Cr(ОН) 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +6Н 2 О так и в щелочах с образованием гидроксихромитов: Cr(OH) 3 +NaOH=Na 3

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

Cr(ОН) 3 +NaOH=NaCrO 2 +2Н 2 O Cr(ОН) 3 +3NaOH=Na 3 CrO 3 +3Н 2 О

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

2Cr(ОН) 3 =Cr 2 O 3 +3Н 2 O

Соли трехвалентного хрома как в твердом состоянии, так и в водных растворах окрашены. Например, безводный сульфат хрома (III) Cr 2 (SO 4) 3 фиолетово-красного цвета, водные растворы сульфата хрома (III) в зависимости от условий могут менять цвет от фиолетового до зеленого. Это объясняется тем, что в водных растворах катион Cr 3+ существует только в виде гидратированного иона 3+ благодаря склонности трехвалентного хрома к образованию комплексных соединений. Фиолетовый цвет вод­ных растворов солей хрома (III) обусловлен именно катионом 3+ . При нагревании комплексные соли хрома (III) могут

частично терять воду, образуя соли различного цвета, вплоть до зеленого.

Соли трехвалентного хрома сходны с солями алюминия по составу, строению кристаллической решетки, по растворимости; так, для хрома (III) так же, как и для алюминия, типично образо­вание хромокалиевых квасцов KCr(SO 4) 2 12Н 2 О, их применяют для дубления кож и в качестве протравы в текстильном деле.

Соли хрома (III)Cr 2 (SО 4) 3 , CrСl 3 и т.д. при хранении на воздухе устойчивы, а в растворах подвергаются гидролизу:

Cr 3+ +3Сl - +НОН«Cr(ОН) 2+ +3Сl - +Н +

Гидролиз идет по I ступени, но есть соли, которые гидролизуются нацело:

Cr 2 S 3 +Н 2 O=Cr(OH) 3 ¯+H 2 S­

В окислительно-восстановительных реакциях в щелочной среде соли хрома (III) ведут себя как восстановители:

Следует отметить, что в ряду гидроксидов хрома различных степеней окисления Cr(ОН) 2 - Cr(ОН) 3 - Н 2 CrО 4 закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Такое изменение свойств обусловлено увеличением степени окис­ления и уменьшением ионных радиусов хрома. В этом же ряду последовательно усиливаются окислительные свойства. Соедине­ния Cr (II) - сильные восстановители, легко окисляются, превра­щаясь в соединения хрома (III). Соединения хрома(VI) - сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения с промежуточной степенью окисления, т.е. соедине­ния хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстано­вителями проявлять окислительные свойства, переходя в соеди­нения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соедине­ния хрома (VI).

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Хром - двадцать четвертый элемент Периодической таблицы. Обозначение - Cr от латинского «chromium». Расположен в четвертом периоде, VIB группе. Относится к металлам. Заряд ядра равен 24.

Хром содержится в земной коре в количестве 0,02% (масс.). В природе он встречается главным образом в виде хромистого железняка FeO×Cr 2 O 3 .

Хром представляет собой твердый блестящий металл (рис. 1), плавящийся при 1890 o С; плотность его 7,19 г/см 3 . При комнатной температуре хром стоек и к воде, и к воздуху. Разбавленные серная и соляная кислоты растворяют хром с выделением водорода. В холодной концентрированной азотной кислоте хром нерастворим и после обработки ею становится пассивным.

Рис. 1. Хром. Внешний вид.

Атомная и молекулярная масса хрома

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Относительной молекулярная масса вещества (M r) - это число, показывающее, во сколько раз масса данной молекулы больше 1/12 массы атома углерода, а относительная атомная масса элемента (A r) — во сколько раз средняя масса атомов химического элемента больше 1/12 массы атома углерода.

Поскольку в свободном состоянии хром существует в виде одноатомных молекул Cr, значения его атомной и молекулярной масс совпадают. Они равны 51,9962.

Изотопы хрома

Известно, что в природе хром может находиться в виде четырех стабильных изотопов 50 Cr, 52 Cr, 53 Cr и 54 Cr. Их массовые числа равны 50, 52, 53 и 54 соответственно. Ядро атома изотопа хрома 50 Cr содержит двадцать четыре протона и двадцать шесть нейтронов, а остальные изотопы отличаются от него только числом нейтронов.

Существуют искусственные изотопы хрома с массовыми числами от 42-х до 67-ми, среди которых наиболее стабильным является 59 Cr с периодом полураспада равным 42,3 минуты, а также один ядерный изотоп.

Ионы хрома

На внешнем энергетическом уровне атома хрома имеется шесть электронов, которые являются валентными:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 .

В результате химического взаимодействия хром отдает свои валентные электроны, т.е. является их донором, и превращается в положительно заряженный ион:

Cr 0 -2e → Cr 2+ ;

Cr 0 -3e → Cr 3+ ;

Cr 0 -6e → Cr 6+ .

Молекула и атом хрома

В свободном состоянии хром существует в виде одноатомных молекул Cr. Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу хрома:

Сплавы хрома

Металлический хром используется для хромирования, а также в качестве одного из важнейших компонентов легированных сталей. Введение хрома в сталь повышает её устойчивость против коррозии как в водных средах при обычных температурах, так и в газах при повышенных температурах. Кроме того, хромистые стали обладают повышенной твердостью. Хром входит в состав нержавеющих кислотоупорных, жаропрочных сталей.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Задание	Оксид хрома (VI) массой 2 г растворили в воде массой 500 г. Рассчитайте массовую долю хромовой кислоты H 2 CrO 4 в полученном растворе.
Решение	Запишем уравнение реакции получения хромовой кислоты из оксида хрома (VI): CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4 . Найдем массу раствора: m solution = m(CrO 3) + m (H 2 O) = 2 + 500 = 502 г. n (CrO 3) = m (CrO 3) / M (CrO 3); n (CrO 3) = 2 / 100 = 0,02 моль. Согласно уравнению реакции n(CrO 3) :n(H 2 CrO 4) = 1:1, значит, n(CrO 3) = n(H 2 CrO 4) = 0,02 моль. Тогда масса хромовой кислоты будет равна (молярная масса - 118 г/моль): m (H 2 CrO 4) = n (H 2 CrO 4) × M (H 2 CrO 4); m (H 2 CrO 4) = 0,02 × 118 = 2,36 г. Массовая доля хромовой кислоты в растворе составляет: ω = m solute / m solution × 100%; ω (H 2 CrO 4)=m solute (H 2 CrO 4)/ m solution × 100%; ω (H 2 CrO 4)= 2,36 / 502 × 100% = 0,47 %.
Ответ	Массовая доля хромовой кислоты равна 0,47 %.

«Национальный исследовательский Томский политехнический Университет»

Институт природных ресурсов Геоэкология и геохимия

Хром

По дисциплине:

Химия

Выполнил:

студент группы 2Г41 Ткачева Анастасия Владимировна 29.10.2014

Проверил:

преподаватель Стась Николай Федорович

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/см 3 , 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.

Химические свойства

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

Взаимодействие с неметаллами

При нагревании выше 600°С хром сгорает в кислороде:

4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3 .

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

2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3 .

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

2Cr + N 2 = 2CrN

или 4Cr + N 2 = 2Cr 2 N.

2Cr + 3S = Cr 2 S 3 .

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

Cr + 2B = CrB 2 (возможно образование Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 4),

2Cr + 3C = Cr 2 C 3 (возможно образование Cr 23 C 6 , Cr 7 B 3),

Cr + 2Si = CrSi 2 (возможно образование Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 , CrSi).

С водородом непосредственно не взаимодействует.

Взаимодействие с водой

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

2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

Взаимодействие с кислотами

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

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 ;

Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 .

В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):

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

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

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

Взаимодействие с щелочными реагентами

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

2Cr + 6KOH = 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2 .

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

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

Восстановление металлов из оксидов и солей

Хром – активный металл, способен вытеснять металлы из растворов их солей: 2Cr + 3CuCl 2 = 2CrCl 3 + 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) Cr 2 O 3 , обладающего амфотерными свойствами.

Синтезированы соединения хрома с бором (бориды Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 2 , CrB 4 и Cr 5 B 3), с углеродом (карбиды Cr 23 C 6 , Cr 7 C 3 и Cr 3 C 2), c кремнием (силициды Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 и CrSi) и азотом (нитриды CrN и Cr 2 N).

Соединения Cr(+2)

Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr 2+ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr 3+ или дихроматов цинком в кислой среде («водородом в момент выделения»):

Все эти соли Cr 2+ - сильные восстановители вплоть до того, что при стоянии вытесняют водород из воды. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr 2+ 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 CrF 2 , CrCl 2 , CrBr 2 и CrI 2

Соединения Cr(+3)

Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr 2 O 3 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 3+) до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы).

Cr 3+ склонен к образованию двойных сульфатов вида M I Cr(SO 4) 2 ·12H 2 O (квасцов)

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

Cr+3NH+3H2O→Cr(OH)↓+3NH

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

Cr+3OH→Cr(OH)↓

Cr(OH)+3OH→

Сплавляя Cr 2 O 3 со щелочами получают хромиты:

Cr2O3+2NaOH→2NaCrO2+H2O

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

Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3H2O

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

2Na+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+4H2O

Соединения хрома (+4) [

При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO 3 в гидротермальных условиях получают оксид хрома(IV) CrO 2 , который является ферромагнетикоми обладает металлической проводимостью.

Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF 4 , тетрахлорид хрома CrCl 4 существует только в парах.

Соединения хрома (+6)

Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид хрома (VI) CrO 3 и целый ряд кислот, между которыми существует равновесие. Простейшие из них - хромовая H 2 CrO 4 и двухромовая H 2 Cr 2 O 7 . Они образуют два ряда солей: желтые хроматы и оранжевые дихроматы соответственно.

Оксид хрома (VI) CrO 3 образуется при взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H 2 CrO 4 , дихромовую H 2 Cr 2 O 7 и другие изополикислоты с общей формулой H 2 Cr n O 3n+1 . Увеличение степени полимеризации происходит с уменьшением рН, то есть увеличением кислотности:

2CrO+2H→Cr2O+H2O

Но если к оранжевому раствору K 2 Cr 2 O 7 прилить раствор щёлочи, как окраска вновь переходит в жёлтую так как снова образуется хромат K 2 CrO 4:

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:

H2CrnO3n+1→H2O+nCrO3

Растворимость хроматов примерно соответствует растворимости сульфатов. В частности, желтый хромат бария BaCrO 4 выпадает при добавлении солей бария, как к растворам хроматов, так и к растворам дихроматов:

Ba+CrO→BaCrO↓

2Ba+CrO+H2O→2BaCrO↓+2H

Образование кроваво-красного малорастворимого хромата серебра используют для обнаружения серебра в сплавах при помощи пробирной кислоты.

Известны пентафторид хрома CrF 5 и малоустойчивый гексафторид хрома CrF 6 . Также получены летучие оксигалогениды хрома CrO 2 F 2 и CrO 2 Cl 2 (хромилхлорид).

Соединения хрома(VI) - сильные окислители, например:

K2Cr2O7+14HCl→2CrCl3+2KCl+3Cl2+7H2O

Добавление к дихроматам перекиси водорода, серной кислоты и органического растворителя (эфира) приводит к образованию синего пероксида хрома CrO 5 L (L - молекула растворителя), который экстрагируется в органический слой; данная реакция используется как аналитическая.

Содержание статьи

ХРОМ – (Chromium) Cr, химический элемент 6(VIb) группы Периодической системы. Атомный номер 24, атомная масса 51,996. Известно 24 изотопа хрома с 42 Cr по 66 Cr. Изотопы 52 Cr, 53 Cr, 54 Cr являются стабильными. Изотопный состав природного хрома: 50 Cr (период полураспада 1,8·10 17 лет) – 4,345%, 52 Cr – 83,489%, 53 Cr – 9,501%, 54 Cr – 2,365%. Основные степени окисления +3 и +6.

В 1761 профессор химии Петербургского университета Иоганн Готтлоб Леман (Johann Gottlob Lehmann) у восточного подножия Уральских гор на Березовском руднике обнаружил замечательный красный минерал, который при измельчении в порошок давал яркую желтую окраску. В 1766 Леман привез образцы минерала в Петербург. Обработав кристаллы соляной кислотой, он получил белый осадок, в котором обнаружил свинец. Леман назвал минерал сибирским красным свинцом (plomb rouge de Sibérie), теперь известно, что это был крокоит (от греческого «krokos» – шафран) – природный хромат свинца PbCrO 4 .

Немецкий путешественник и естествоиспытатель Петер Симон Паллас (Peter Simon Pallas) (1741–1811) возглавил экспедицию Петербургской Академии наук в центральные регионы России и в 1770 побывал на Южном и Среднем Урале, в том числе на Березовском руднике и, подобно Леману, заинтересовался крокоитом. Паллас писал: «Этот удивительный красный свинцовый минерал не встречается более ни в одном месторождении. При растирании в порошок становится желтым, и может быть использован в художественной миниатюре». Несмотря на редкость и трудность доставки крокоита с Березовского рудника в Европу (на это уходило почти два года), использование минерала в качестве красящего вещества было оценено по достоинству. В Лондоне и Париже конца 17 в. все знатные особы ездили на каретах, покрашенных мелко растертым крокоитом, кроме того, лучшие образцы сибирского красного свинца пополняли коллекции многих минералогических кабинетов Европы.

В 1796 образец крокоита попал к профессору химии Парижской минералогической школы Никола Луи Вокелену (Nicolas-Louis Vauquelin) (1763–1829), который проанализировал минерал, но не нашел в нем ничего кроме оксидов свинца, железа и алюминия. Продолжая исследования сибирского красного свинца, Вокелен прокипятил минерал с раствором поташа и после отделения белого осадка карбоната свинца получил желтый раствор неизвестной соли. При обработке его солью свинца образовывался желтый осадок, солью ртути – красный, а при добавлении хлорида олова раствор становился зеленым. Разлагая крокоит минеральными кислотами, он получил раствор «кислоты красного свинца», упаривание которой давало рубиново-красные кристаллы (сейчас понятно, что это был хромовый ангидрид). Прокалив их с углем в графитовом тигле, обнаружил после реакции множество сросшихся серых игольчатых кристаллов неизвестного до того времени металла. Вокелен констатировал высокую тугоплавкость металла и его устойчивость по отношению к кислотам.

Вокелен назвал новый элемент хромом (от греческого crwma – цвет, окраска) ввиду множества образуемых им разноцветных соединений. На основании своих исследований Вокелен впервые констатировал, что изумрудная окраска некоторых драгоценных камней объясняется примесью в них соединений хрома. Например, природный смарагд представляет собой окрашенный в глубокий зеленый цвет берилл, в котором алюминий частично замещен хромом.

Скорее всего, Вокеленом был получен не чистый металл, а его карбиды, о чем свидетельствует игольчатая форма полученных кристаллов, но Парижская Академия наук тем не менее зарегистрировала открытие нового элемента, и сейчас Вокелен справедливо считается первооткрывателем элемента № 24.

Юрий Крутяков

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.

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*Cr 2 O 3) считается основным соединением хрома. Еще одним достаточно распространенным, однако менее важным минералом, является крокоит PbCrO 4 .

Металл легко поддается плавке при температуре 1907 0 С (2180 0 К или 3465 0 F). При температуре в 2672 0 С - 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 37 0 С, 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 0 С - +350 0 С. 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: 3d 5 4s 1 . Как правило, в соединениях хром имеет следующие степени окисления: +2, +3, +6, среди которых наибольшую устойчивость проявляет Сr 3+ .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 - CrF 3 , которое при воздействии температур, превышающих 600 0 С, взаимодействует с парами воды, образуя в результате реакции Сr 2 О 3 , 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 + 2F 2 = CrF 4 (с примесью CrF 5)

2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3

2Cr + 3S = Cr 2 S 3

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

2Cr + 2Na 2 CO 3 + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2 .

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
	Cr2O3 (зелёный)	Cr(OH)3 (серо-зеленый)	Амфотерный	Cr3+ (зеленые или лиловые соли) - (зелёный)
+4	CrO2	не существует	Несолеобразующий	-	Встречается редко, малохарактерна
+6	CrO3 (красный)	H2CrO4 H2Cr2O7	Кислотный	CrO42- (хроматы, желтые) Cr2O72- (дихроматы, оранжевые)	Переход зависит от рН среды. Сильнейший окислитель, гигроскопичен, очень ядовит.