Хром и его соединения

Название хрома связано с цветом: его соединения могут быть зелёными, фиолетовыми, жёлтыми и оранжевыми. Однако изменение окраски не всегда означает изменение степени окисления. На примере хрома удобно научиться различать окислительно-восстановительную реакцию, кислотно-основное превращение и образование комплексного иона.

Элемент и характерные степени окисления

Хром, Cr, имеет порядковый номер 24 и находится в четвёртом периоде, группе 6. Его атомная конфигурация — [Ar]3d⁵4s¹. Схема с четырьмя d-электронами и двумя s-электронами не соответствует основному состоянию атома хрома.

Хром — твёрдый серебристый металл. Он входит в состав нержавеющих сталей и применяется в защитных покрытиях. На поверхности может образовываться плотный пассивирующий слой: наблюдаемая устойчивость не означает полного отсутствия восстановительных свойств.

Для школьного курса особенно важны степени окисления +2, +3 и +6. В соединениях Cr(II) часто проявляются восстановительные свойства; Cr(III) — распространённое устойчивое состояние; соединения Cr(VI), особенно в кислой среде, могут быть сильными окислителями.

Степень окисления хрома и заряд содержащего его иона — разные величины. В CrO₄²⁻ весь ион имеет заряд −2, а хром — степень окисления +6.

Металл и его соединения с кислородом

Непассивированный хром взаимодействует с разбавленной HCl. В отсутствие кислорода и других окислителей образуется соединение Cr(II):

Cr + 2HCl → CrCl₂ + H₂↑.

Кислород воздуха способен окислять Cr(II) до Cr(III), поэтому результат зависит от среды. Холодная концентрированная азотная кислота пассивирует металл. Эти условия нужно учитывать до составления уравнения, а не пытаться выбрать продукт только по месту хрома в ряду активности.

Такая последовательность показывает изменение характера соединений одного элемента с ростом степени окисления. Однако она не означает одинаковой скорости реакций: плотный Cr₂O₃ значительно менее реакционноспособен, чем свежий осадок гидроксида.

Амфотерность гидроксида хрома(III)

При осаждении Cr(III) гидроксид-ионами образуется серо-зелёный осадок, условно записываемый Cr(OH)₃:

Cr³⁺ + 3OH⁻ → Cr(OH)₃↓.

С кислотой гидроксид образует соль и воду:

Cr(OH)₃ + 3HCl → CrCl₃ + 3H₂O.

Свежий гидроксид способен растворяться в избытке концентрированной щёлочи, особенно при нагревании. Одно из принятых школьных описаний продукта — гексагидроксохромат(III):

Cr(OH)₃ + 3OH⁻ → [Cr(OH)₆]³⁻.

Хром остаётся в степени окисления +3. Окраска растворов Cr(III) зависит также от состава комплексных частиц: не все растворы его солей обязаны иметь один и тот же оттенок зелёного.

Хроматы и дихроматы

Хроматы содержат ион CrO₄²⁻, дихроматы — Cr₂O₇²⁻. Например, K₂CrO₄ — хромат калия, K₂Cr₂O₇ — дихромат калия. В обеих солях хром имеет +6.

Связь между жёлтыми хромат-ионами и оранжевыми дихромат-ионами выражают упрощённым равновесием:

2CrO₄²⁻ + 2H⁺ ⇌ Cr₂O₇²⁻ + H₂O.

Подкисление смещает эту схему вправо, добавление щёлочи — влево. Реальный состав зависит также от концентрации; в растворе могут присутствовать гидрохромат-ионы и другие равновесные формы. Поэтому жёлтая или оранжевая окраска указывает на преобладание формы, а не доказывает, что других частиц совсем нет.

Переход хромата в дихромат не является окислительно-восстановительной реакцией. Хром сохраняет +6, хотя состав и окраска частиц изменяются.

Окислительные свойства Cr(VI)

При восстановлении дихромата в кислой среде хром обычно переходит из +6 в +3. Например, Fe²⁺ отдаёт электроны и превращается в Fe³⁺:

Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6Fe²⁺ → 2Cr³⁺ + 6Fe³⁺ + 7H₂O.

Здесь изменение состояния хрома действительно происходит. Ионы H⁺ нужны для баланса и определяют среду реакции; без них механически переносить это уравнение в щёлочной раствор нельзя. Соединения Cr(VI) токсичны и обладают окислительными свойствами; свойства металлического покрытия или соединений Cr(III) нельзя автоматически переносить на них.

Три разобранных примера

1. Как определить степень окисления в дихромате?

В K₂Cr₂O₇ калий имеет +1, кислород −2. Обозначим степень окисления хрома через x:

2 · (+1) + 2x + 7 · (−2) = 0; x = +6.

Индекс 2 у хрома означает два атома в формульной единице, а не степень окисления +2.

2. Как проверить формулу гидроксокомплекса?

В [Cr(OH)₆]³⁻ шесть OH-групп дают −6, а Cr(III) — +3:

(+3) + 6 · (−1) = −3.

Натриевая соль имеет формулу Na₃[Cr(OH)₆]. Название «гидроксохромат(III)» не означает присутствия Cr(VI).

3. Почему перед Fe²⁺ стоит коэффициент 6?

Каждый из двух атомов Cr принимает по три электрона, всего шесть. Один Fe²⁺ отдаёт один электрон:

2Cr(+VI) + 6e⁻ → 2Cr(+III).

6Fe²⁺ → 6Fe³⁺ + 6e⁻.

Поэтому 0,010 моль дихромат-иона соответствует 0,060 моль Fe²⁺. После подбора электронов дополнительно проверяют атомы и заряд полного ионного уравнения.

Частые ошибки

• Определять степень окисления по цвету без учёта состава и среды.
• Принимать заряд Cr₂O₇²⁻ за степень окисления хрома.
• Считать растворение Cr(OH)₃ в щёлочи окислением до Cr(VI).
• Забывать второй атом хрома при подсчёте принятых электронов.

Пять заданий

1. Найдите степени окисления Cr в CrO, Cr₂O₃ и Na₂CrO₄.
2. В какую сторону сместится указанное хромат-дихроматное равновесие при добавлении OH⁻? Является ли это ОВР?
3. Какое количество OH⁻ стехиометрически соответствует осаждению 0,10 моль Cr³⁺?
4. Какое количество электронов принимают 0,030 моль Cr₂O₇²⁻ при восстановлении до Cr(III)?
5. Найдите массовую долю хрома в Cr₂O₃, принимая A_r(Cr) ≈ 52.

Ответы с объяснениями

1. Соответственно +2, +3 и +6; сумму степеней окисления в каждой нейтральной формуле приравнивают нулю.
2. Влево: OH⁻ связывает H⁺, поэтому возрастает доля хромат-ионов. Cr остаётся в +6, это не ОВР.
3. 0,30 моль: на один Cr³⁺ нужны три OH⁻. В избытке сильной щёлочи осадок может далее растворяться.
4. Один моль дихромат-иона принимает шесть молей электронов:

   n(e⁻) = 0,030 · 6 = 0,180 моль.

5. Два атома Cr дают 104 из 152 единиц относительной формульной массы:

   w(Cr) = 104 / 152 ≈ 0,684 = 68,4%.

Связанные темы и источники

Повторите амфотерность, сравните соединения железа и узнайте о защите металлов от коррозии.

Для проверки фактов: МГУ: ОВР соединений хрома; Royal Society of Chemistry: хромат-дихроматное равновесие.