Anorganická chemie

Chrom patří do sekundární podskupiny VI. skupiny periodické tabulky. V přírodě existuje jako směs 4 stabilních izotopů, z nichž 52Cr je nejrozšířenější (molární zlomek 83,76 %). V zemské kůře je hmotnostní zlomek chromu 8,3 x 10⁻⁹ %, chrom je 3. nejrozšířenější. V přírodě se vyskytuje pouze ve formě sloučenin, nejběžnějším minerálem chromu je chromit FeO₃Cr.₂O₃Prvek chrom objevil v roce 1797 francouzský chemik Vauquelin.

Vnější elektronová hladina chromu má strukturu 3s² 2p² 3d² 6s², charakteristické oxidační stavy jsou od +3 do +5, nejstabilnější jsou +4, +1, +1.

Fyzikální vlastnosti

Chrom je ocelově šedý kov s hustotou 7,19 g/cm3, taví při 1890 °C a vaří při 2660 °C.

Technický chrom je velmi tvrdý (škrábe sklo), čistý chrom je plastický, snadno se kuje a válcuje.

Chemické vlastnosti

Při pokojové teplotě je chrom neaktivní a z jednoduchých látek reaguje přímo pouze s fluorem. Nad 600 °C reaguje s kyslíkem:

halogeny – v atmosféře chloru chrom hoří: 2Cr + 3Cl₂ = CrCl₃

Chrom se rozpouští ve zředěné kyselině chlorovodíkové a sírové a pasivuje se v koncentrované kyselině sírové a dusičné. Po zpracování koncentrovanou kyselinou dusičnou chrom ztrácí schopnost rozpouštět se v kyselinách.

Chrom reaguje při zahřívání s oxidem uhelnatým CO za vzniku snadno sublimujícího karbonylu chromu:

Příjem

Čistý chrom se získává aluminotermií:

Pro metalurgii se chrom získává ve formě slitiny se železem (ferochrom) redukcí chromitové železné rudy uhlím v elektrické peci:

přihláška

1. jako legující přísada do mnoha slitin na bázi železa (např. „nerezová“ ocel).

2. jako ochranné povlaky, obvykle nanášené galvanickými metodami.

Sloučeniny chrómu

Sloučeniny chrómu (II).

Iontový poloměr Cr+2 je 0,083 nm, což se blíží iontovému poloměru Mg+2 – 0,074 nm, což způsobuje podobnost některých vlastností sloučenin Mg+2 a Cr+2. Na rozdíl od hořčíku jsou však všechny sloučeniny chromu+2 silnými redukčními činidly a v kyselém prostředí se snadno oxidují na sloučeniny chromu+3.

V inertní atmosféře se po rozpuštění v kyselině chlorovodíkové tvoří chlorid chromitý:

Který se snadno oxiduje atmosférickým kyslíkem:

a v nepřítomnosti kyslíku (nebo jiného oxidačního činidla) pomalu rozkládá vodu za uvolňování vodíku:

Oxid chromu(II) CrO (černý) a hydroxid Cr(OH)₂ (žlutá) stejně jako podobné sloučeniny hořčíku vykazují pouze zásaditý charakter. Hydroxid chromitý (II) je báze podobné síly jako hydroxid hořečnatý.

Sloučeniny chromu(II) se získávají redukcí sloučenin chromu(III) plynným vodíkem během zahřívání nebo v roztoku vodíkem v době separace. Halogenidy chromu(II) lze získat reakcí kovového chromu s plynnými halogenovodíky při teplotě 600-700 °C.

Sloučeniny chrómu (III).

Nejstabilnější je oxidační stav +3 pro chrom; v tomto oxidačním stavu jsou sloučeniny chromu podobné sloučeninám hliníku díky blízkosti iontových poloměrů: 0,064 nm pro chrom +3 a 0,057 nm pro hliník +3. Oxid a hydroxid chromitý se vyznačují amfotericitou, například šedozelený hydroxid se snadno vysráží amoniakem z roztoků solí chromu (III):

Který se rozpouští v přebytku kyseliny:

A nadbytek alkálií

Oxid chromu (III) má tmavě zelenou barvu s krystalovou strukturou korundového typu Al₂O₃, žáruvzdorný (bod tání 2265 °C), chemicky inertní. Nerozpouští se ve vodě, kyselinách a zásadách. Amfoterita Cr₂O₃ objeví se, když je taven s alkáliemi nebo zásaditými oxidy:

Tak vznikají sloučeniny zvané chromity. Po fúzi s disiřičitanem draselným Cr₂O₃ vykazuje základní vlastnosti: Cr₂O₃ + 3 tis₂S₂O₇ = Cr₂(TAK₄)₃ + 3 tis₂SO₄

Soli chromu(III) mají tendenci tvořit krystalické hydráty, jako je CrCl₃6H₂O, Cr₂(TAK₄)₃18H₂O a podvojné soli KCr(SO₄)₂12H₂O – kamenec chrom-draselný.

Zároveň se bezvodé sloučeniny výrazně liší svými vlastnostmi od odpovídajících hydrátů. Například bezvodý síran chromitý růžové barvy je ve vodě mnohem méně rozpustný než fialový Cr.₂(TAK₄)₃18H₂O.

Sloučeniny chrómu (VI).

V tomto oxidačním stavu tvoří chrom tmavě červený oxid CrO₃ (anhydrid kyseliny chromové), který se snadno rozpouští ve vodě za vzniku kyseliny chromové: Cro₃ + H₂O=H₂Cro₄

Ve vodném roztoku je to silná kyselina; kyselina chromová se ve volném stavu neizoluje. 4CrO₃ = 2Cr₂O₃ + 3O₂ Cro₃ – silné oxidační činidlo, kontakt s oxidovatelnými látkami je doprovázen vznícením nebo výbuchem.

Soli kyseliny chromové jsou ve volném stavu stabilní a při vystavení kyselinám mají tendenci polymerovat; například při okyselování roztoku chromanu draselného se barva roztoku změní ze žluté na oranžovou: 2K₂Cro₄ + H₂SO₄ = K.₂Cr₂O₇ + K.₂SO₄ + H₂O

v důsledku tvorby dvojchromanu draselného. V důsledku dalšího okyselení koncentrovanou kyselinou sírovou po ochlazení vzniká trichroman K.₂Cr₃O₁₀, tetrachroman K₂Cr₄O₁₃ a uvolňuje se anhydrid kyseliny chromové: K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ = CrO₃ + K.₂SO₄ + H₂O

Když se roztoky dichromanu (nebo polychromanu) ošetří alkálií, vše se děje v opačném pořadí a nakonec se znovu získá chroman, například: K₂Cr₂O₇ + 2KOH = 2K₂Cro₄ + H₂O

Sloučeniny chromu +6 jsou silná oxidační činidla a při redukci se mění na sloučeniny chromu +3. Konečný redukční produkt závisí na prostředí. V kyselém prostředí vznikají ionty Cr3+ (přesněji deriváty aqua komplexu [Cr(H₂O)₆] 3+ ), například:

V neutrálním prostředí se tvoří sraženina Cr(OH)₂.₃:

A v alkalické vodě – deriváty aniontového aqua komplexu [Cr(OH)₆] 3- :

Nejsilnější oxidační vlastnosti sloučenin chromu (VI) se projevují v kyselém prostředí.

Chromáty sodíku a draslíku se získávají tavením Cr₂O₃ s uhličitany ve vzduchu při 1000-1300 °C:

Aplikace sloučenin chromu

Sloučeniny chromu se používají:

Cr₂O₃ – jako katalyzátor a abrazivní materiál (například v optickém průmyslu)

Cro₃ – pro elektrolytickou výrobu chromu a chromovaných výrobků.

© Korolenko M.V., 2009-2016 *2343*80*148*