АЛЮМИНИЙ

Алюминий – элемент с порядковым номером 13, относительной атомной массой – 26,98154. Находится в III периоде, III группе, главной подгруппе. Электронная конфигурация: 1s²2s²2p⁶3s²3p¹3d⁰. Устойчивая степень окисления алюминия – «+3». Образующийся при этом катион обладает оболочкой благородного газа, что способствует его устойчивости, но отношение заряда к радиусу, то есть концентрация заряда, достаточно высоки, что повышает энергию катиона. Эта особенность приводит к тому, что алюминий наряду с ионными соединениями образует целый ряд ковалентных соединений, а его катион подвергается в растворе значительному гидролизу.

Валентность I алюминий может проявлять только при температуре выше 1500^оС. Известны Al₂O и AlCl.

По физическим свойствам алюминий – типичный металл, с высокой тепло- и электропроводностью, уступающий только серебру и меди. Потенциал ионизации алюминия не очень высок, поэтому от него можно было бы ожидать большой химической активности, но она значительно снижена из-за того, что на воздухе металл пассивируется за счет образования на его поверхности прочной оксидной пленки. Если металл активизировать: а) механически удалить пленку, б) амальгамировать (привести во взаимодействие с ртутью), в) использовать порошок, то такой металл становится настолько реакционноспособным, что взаимодействует даже с влагой и кислородом воздуха, разрушаясь при этом в соответствии с процессом:

4(Al,Hg) +3O₂ + 6H₂O = 4Al(OH)₃ + (Hg)

Взаимодействие с простыми веществами.

1. Порошкообразный алюминий при сильном нагревании реагирует с кислородом. Эти условия нужны из-за пассивации, а сама реакция образования оксида алюминия сильно экзотермична – выделяется 1676 кДж/моль теплоты.

2. С хлором и бромом реагирует при стандартных условиях, способен даже загораться в их среде. Не реагирует только с фтором, т.к. фторид алюминия, подобно оксиду, образует на поверхности металла защитную солевую пленку. С иодом реагирует при нагревании и в присутствии воды как катализатора.

3. С серой реагирует при сплавлении, давая сульфид алюминия состава Al₂S₃.

4. C фосфором также реагирует при нагревании с образованием фосфида: AlP.

5. Непосредственно с водородом алюминий не взаимодействует.

6. С азотом взаимодействует при 800^оС, давая нитрид алюминия (AlN). Следует сказать, что горение алюминия на воздухе происходит примерно при таких температурах, поэтому продуктами горения (с учетом состава воздуха) являются одновременно и оксид, и нитрид.

7. С углеродом алюминий взаимодействует при еще более высокой температуре: 2000^оС. Карбид алюминия состава Al₄C₃ относится к метанидам, в его составе нет связей С-С, и при гидролизе выделяется метан: Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃ + 3CH₄

Взаимодействие со сложными веществами

1. С водой активированный (лишенный защитной пленки) алюминий активно взаимодействует с выделением водорода: 2Al (акт.) + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂ Гидроксид алюминия получается в виде белого рыхлого порошка, отсутствие пленки не мешает прохождению реакции до конца.

2. Взаимодействие с кислотами: а) С кислотами-неокислителями алюминий активно взаимодействует в соответствии с уравнением: 2Al + 6H₃O⁺ + 6H₂O = 2[Al(H₂O)₆]³⁺ + 3H₂,

б) С кислотами-окислителями взаимодействие происходит со следующими особенностями. Концентрированные азотная и серная кислоты, а также очень разбавленная азотная кислота пассивируют алюминий (быстрое окисление поверхности приводит к образованию оксидной пленки) на холоду. При нагревании пленка нарушается, и реакция проходит, но из концентрированных кислот при нагревании выделяются только продукты их минимального восстановления: 2Al + 6H₂SO₄(конц) = Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ 6H₂O Al + 6HNO₃(конц) = Al(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O С умеренно разбавленной азотной кислотой в зависимости от условий реакции можно получить NO, N₂O, N₂, NH₄⁺.

3. Взаимодействие со щелочами. Алюминий является амфотерным элементом (по химическим свойствам), т.к. обладает достаточно большой для металлов электроотрицательностью – 1,61. Поэтому он достаточно легко растворяется в растворах щелочей с образованием гидроксокомплексов и водорода. Состав гидроксокомплекса зависит от соотношения реагентов: 2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂ 2Al + 6NaOH + 6H₂O = 2Na₃[Al(OH)₆] + 3H₂ Соотношение алюминия и водорода определяется электронным балансом происходящей между ними окислительно-восстановительной реакции и от соотношения реагентов не зависит.

4. Низкий потенциал ионизации и большое сродство к кислороду (большая устойчивость оксида) приводят к тому, что алюминий активно взаимодействует с оксидами многих металлов, восстанавливая их. Реакции проходят при начальном нагревании с дальнейшим выделением теплоты, так что температура повышается до 1200^о – 3000^оС. Смесь 75% алюминиевого порошка и 25% (по массе) Fe₃O₄ называют «термитом». Раньше реакцию горения этой смеси использовали для сварки рельсов. Восстановление металлов из оксидов при помощи алюминия называется алюмотермией и используется в промышленности как способ получения таких металлов как марганец, хром, ванадий, вольфрам, ферросплавы.

5. С растворами солей алюминий взаимодействует двумя разными способами. 1. Если в результате гидролиза раствор соли имеет кислую или щелочную среду, происходит выделение водорода (с кислыми растворами реакция идет только при значительном нагревании, т.к. защитная оксидная пленка лучше растворяется в щелочах, чем в кислотах). 2Al + 6KHSO₄ + (H₂O) = Al₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄ +3H₂ 2Al + 2K₂CO₃ + 8H₂O = 2K[Al(OH)₄] + 2KHCO₃ + 3H₂. 2. Алюминий может вытеснять из состава соли металлы, стоящие в ряду напряжения правее, чем он, т.е. фактически будет окисляться катионами этих металлов. Из-за оксидной пленки эта реакция проходит не всегда. Например, хлорид-анионы способны нарушать пленку, и реакция 2Al + 3FeCl₂ = 2AlCl₃ + 3Fe проходит, а аналогичная реакция с сульфатами при комнатной температуре не пойдет. С активированным алюминием любое взаимодействие, не противоречащее общему правилу, пойдет.

Соединения алюминия.

1. Оксид (Al₂O₃). Известен в виде нескольких модификаций, большинство из которых очень прочны и химически инертны. Модификация α-Al₂O₃ встречается в природе в виде минерала корунд. В кристаллической решетке этого соединения катионы алюминия иногда частично замещены на катионы других металлов, что придает минералу окраску. Примесь Cr(III) дает красный цвет, такой корунд – это уже драгоценный камень рубин. Примесь Ti(III) и Fe(III) дает сапфир синего цвета. Химически активна аморфная модификация. Оксид алюминия – типичный амфотерный оксид, реагирующий как с кислотами и кислотными оксидами, так и со щелочами и основными оксидами, причем со щелочами предпочтительнее. Продукты реакции в растворе и в твердой фазе при сплавлении отличаются: Na₂O + Al₂O₃ = 2NaAlO₂ (сплавление) – метаалюминат натрия, 6NaOH + Al₂O₃ = 2Na₃AlO₃ + 3H₂O↑ (сплавление) – ортоалюминат натрия, Al₂O₃ + 3CrO₃ = Al₂(CrO₄)₃ (сплавление) – хромат алюминия. Кроме оксидов и твердых щелочей алюминий при сплавлении реагирует с солями, образованными летучими кислотными оксидами, вытесняя их из состава соли: K₂CO₃ + Al₂O₃ = 2KAlO₂ + CO₂↑ Реакции в растворе: Al₂O₃ + 6HCl = 2[Al(H₂O)₆]³⁺ + 6Cl^1- + 3H₂O Al₂O₃ +2 NaOH + 3H₂O =2 Na[Al(OH)₄] – тетрагидроксоалюминат натрия. Тетрагидроксоалюминат-анион на самом деле является тетрагидроксодиакваанионом [Al(OH)₄(H₂O)₂]^1-, т.к. координационное число 6 для алюминия предпочтительнее. При избытке щелочи образуется гексагидроксоалюминат: Al₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O = 2Na₃[Al(OH)₆]. Кроме кислот и щелочей можно ожидать реакций с кислыми солями: 6KHSO₄ + Al₂O₃ = 3K₂SO₄ + Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O.

3. Гидроксиды алюминия. Известно два гидроксида алюминия – метагидроксид –AlO(OH) и ортогидроксид – Al(OH)₃. Оба они в воде не растворяются, но также являются амфотерными, поэтому растворяются в растворах кислот и щелочей, а также солей, имеющих кислую или щелочную среду в результате гидролиза. При сплавлении гидроксиды реагируют аналогично оксиду. Как все нерастворимые основания гидроксиды алюминия при нагревании разлагаются: 2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O. Растворяясь в щелочных растворах, гидроксиды алюминия не растворяются в водном аммиаке, поэтому их можно осадить аммиаком из растворимой соли: Al(NO₃)₃ + 3NH₃ + 2H₂O = AlO(OH)↓ + 3NH₄NO₃, по этой реакции получается именно метагидроксид. Осадить гидроксид действием щелочей сложно, т.к. получившийся осадок легко растворяется, и суммарная реакция имеет вид: AlCl₃ +4 NaOH = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl

4. Соли алюминия. Почти все соли алюминия хорошо растворимы в воде. Нерастворимы фосфат AlPO₄ и фторид AlF₃. Т.к. катион алюминия имеет большую концентрацию заряда, его аквакомплекс приобретает свойства катионной кислоты: [Al(H₂O)₆]³⁺ + H₂O = H₃O⁺ + [Al(H₂O)₅(OH)]²⁺, т.е. соли алюминия подвергаются сильному гидролизу по катиону. В случае солей слабых кислот из-за взаимного усиления гидролиза по катиону и аниону гидролиз становится необратимым. В растворе полностью разлагаются водой или не могут быть получены по реакции обмена карбонат, сульфит, сульфид и силикат алюминия: Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ 2Al(NO₃)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 6KNO₃. Для некоторых солей гидролиз становится необратимым при нагревании. Влажный ацетат алюминия при нагревании разлагается в соответствии с уравнением: 2Al(OOCCH₃)₃ + 3H₂O = Al₂O₃ + 6CH₃COOH↑ В случае галогенидов алюминия разложению соли способствует уменьшение растворимости газообразных галогеноводородов при нагревании: AlCl₃ + 3H₂O = Al(OH)₃↓ + 3HCl↑. Из галогенидов алюминия только фторид является ионным соединением, остальные галогениды – ковалентные соединения, их температуры плавления существенно ниже, чем у фторида, хлорид алюминия способен возгоняться. При очень высокой температуре в парах находятся одиночные молекулы галогенидов алюминия, имеющие плоское треугольное строение из-за sp²-гибридизации атомных орбиталей центрального атома. Основное состояние этих соединений в парах и в некоторых органических растворителях – это димеры, например, Al₂Cl₆. Галогениды алюминия являются сильными кислотами Льюиса, т.к. имеют вакантную атомную орбиталь. Растворение в воде, поэтому происходит с выделением большого количества теплоты. Интересным классом соединений алюминия (как и других трехвалентных металлов) являются квасцы – 12-водные двойные сульфаты M^I M^III(SO₄)₂, которые при растворении как все двойные соли дают смесь соответствующих катионов и анионов.

5. Комплексные соединения. Рассмотрим гидроксокомплексы алюминия. Это соли, в которых комплексная частица является анионом. Все соли растворимые. Разрушаются при взаимодействии с кислотами. При этом сильные кислоты растворяют образующийся ортогидроксид, а слабые или соответствующие им кислотные оксиды (H₂S, CO₂, SO₂) его осаждают: K[Al(OH)₄] +4HCl = KCl + AlCl₃ + 4H₂O K[Al(OH)₄] + CO₂ = Al(OH)₃↓ + KHCO₃

При прокаливании гидроксоалюминаты превращаются в орто - или метаалюминаты, теряя воду.

Железо

Элемент с порядковым номером 26, с относительной атомной массой 55,847. Относится к 3d-семейству элементов, имеет электронную конфигурацию: [Ar]3d⁶4s² и в периодической системе находится в IV периоде, VIII группе, побочной подгруппе. В соединениях железо преимущественно проявляет степени окисления +2 и +3. Ион Fe³⁺ имеет наполовину заполненную d-электронную оболочку, 3d⁵, что придает ему дополнительную устойчивость. Значительно труднее достигаются степени окисления +4, +6, +8.

По физическим свойствам железо – серебристо-белый, блестящий, относительно мягкий, ковкий, легко намагничивающийся и размагничивающийся металл. Температура плавления 1539^оС. Имеет несколько аллотропных модификаций, отличающихся типом кристаллической решетки.

Свойства простого вещества.

1. При горении на воздухе образует смешанный оксид Fe₃O₄, а при взаимодействии с чистым кислородом – Fe₂O₃. Порошкообразное железо пирофорно – самовоспламеняется на воздухе.

2. Фтор, хлор и бром легко реагируют с железом, окисляя его до Fe³⁺. С иодом образуется FeJ₂, так как трехвалентный катион железа окисляет иодид-анион, в связи с чем, соединения FeJ₃ не существует.

3. По аналогичной причине не существует соединения Fe₂S₃, а взаимодействие железа и серы при температуре плавления серы приводит к соединению FeS. При избытке серы получается пирит – дисульфид железа (II) – FeS₂. Образуются также нестехиометрические соединения.

4. С остальными неметаллами железо реагирует при сильном нагревании, образуя твердые растворы или металлоподобные соединения. Можно привести реакцию, идущую при 500^оС: 3Fe + C = Fe₃C. Такое соединение железа и углерода называется цементит.

5. Со многими металлами железо образует сплавы.

6. На воздухе при комнатной температуре железо покрыто оксидной пленкой, поэтому с водой не взаимодействует. Взаимодействие с перегретым паром дает следующие продукты: 3Fe + 4H₂O (пар) = Fe₃O₄ + 4H₂↑. В присутствии кислорода железо взаимодействует даже с влагой воздуха: 4Fe + 3O₂ + 6H₂O = 4Fe(OH)₃. Приведенное уравнение отражает процесс ржавления, которому подвергается в год до 10% металлических изделий.

7. Так как железо стоит в ряду напряжения до водорода, оно легко реагирует с кислотами-неокислителями, но окисляется при этом только до Fe²⁺.

8. Концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо, но при нагревании реакция происходит. Разбавленная азотная кислота реагирует и при комнатной температуре. Со всеми кислотами-окислителями железо дает соли железа (III) (по некоторым сведениям, с разбавленной азотной кислотой возможно образование нитрата железа (II) ), а восстанавливает HNO₃ (разб.) до NO, N₂O, N₂, NH₄⁺ в зависимости от условий, а HNO₃ (конц.) – до NO₂ из-за нагревания, которое необходимо для прохождения реакции.

9. Железо способно реагировать с концентрированными (50%) щелочами при нагревании: Fe + 2KOH + 2H₂O = K₂[Fe(OH)₄] + H₂↑

10. Реагируя с растворами солей менее активных металлов, железо вытеняет эти металлы из состава соли, превращаясь в двухвалентный катион: CuCl₂ + Fe = FeCl₂ + Cu.

Свойства соединений железа.

Fe²⁺ Отношение заряда к радиусу данного катиона близко к таковому у Mg²⁺, поэтому химическое поведение оксида, гидроксида и солей двухвалентного железа подобно поведению соответствующих соединений магния. В водном растворе катион двухвалентного железа образует аквакомплекс [Fe(H₂O)₆]²⁺ бледно-зеленого цвета. Этот катион легко окисляется даже прямо в растворе кислородом воздуха. В растворе FeCl₂ содержатся комплексные частицы [Fe(H₂O)₄Cl₂]⁰. Концентрация заряда такого катиона невелика, поэтому гидролиз солей умеренный.

1. FeO - основной оксид, черного цвета, в воде не растворяется. Легко растворяется в кислотах. При нагревании свыше 500⁰С диспропорционирует: 4FeO = Fe + Fe₃O₄. Он может быть получен при осторожном прокаливании соответствующих гидроксида, карбоната и оксалата, тогда как термическое разложение других солей Fe²⁺ приводит к образованию оксида трехвалентного железа: FeC₂O₄ = FeO + CO↑ + CO₂­↑ , но 2 FeSO₄= Fe₂O₃ + SO₂↑ + SO₃↑ 4Fe(NO₃)₂ = 2Fe₂O₃ + 8NO₂↑ + O₂↑ Сам оксид железа (II) может выступать как окислитель, например, при нагревании идет реакция: 3FeO + 2NH₃ = 3Fe + N₂↑ +3H₂O

2. Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II) – нерастворимое основание. Реагирует с кислотами. С кислотами-окислителями происходит одновременно кислотно-основное взаимодействие и окисление до трехвалентного железа: 2Fe(OH)₂ + 4H₂SO₄(конц) = Fe₂(SO₄)₃ + SO₂↑ + 4H₂O. Может быть получен по обменной реакции из растворимой соли. Это соединение белого цвета, которое на воздухе сначала зеленеет из-за взаимодействия с влагой воздуха, а затем буреет из-за окисления кислородом воздуха: 4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃.

3. Соли. Как уже говорилось, большинство солей Fe(II) медленно окисляются на воздухе или в растворе. Наиболее устойчивой к окислению является соль Мора – двойной сульфат железа (II) и аммония: (NH₄)₂Fe(SO₄)₂^.6H₂O. Катион Fe²⁺ легко окисляется до Fe³⁺, поэтому большинство окислителей, в частности, кислоты-окислители окисляют соли двухвалентного железа. При обжиге сульфида и дисульфида железа получается оксид железа (III) и оксид серы (IV): 4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑ Сульфид железа (II) растворяется также в сильных кислотах: FeS + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂S↑ Карбонат железа (II) нерастворим, тогда как гидрокарбонат в воде растворяется.

Fe³⁺ По отношению заряда к радиусу данный катион соответствует катиону алюминия, поэтому свойства соединений катиона железа (III) аналогичны соответствующим соединениям алюминия.

Fe₂O₃ – гематит, амфотерный оксид, у которого преобладают основные свойства. Амфотерность проявляется в возможности сплавления с твердыми щелочами и карбонатами щелочных металлов: Fe₂O₃ + 2NaOH = H₂O↑ + 2NaFeO₂ – желтого или красного цвета, Fe₂O₃ + Na₂CO₃ = 2NaFeO₂ + CO₂↑. Ферраты (II) разлагаются водой с выделением Fe₂O₃^.nH₂O.

Fe₃O₄ - магнетит, вещество черного цвета, которое можно рассматривать либо как смешанный оксид – FeO^.Fe₂O₃, либо как оксометаферрат (III) железа (II): Fe(FeO₂)₂. При взаимодействии с кислотами дает смесь солей: Fe₃O₄ + 8HCl = FeCl₂ + 2FeCl₃ + 4H₂O.

Fe(OH)₃ или FeO(OH) – красно-бурый студенистый осадок, амфотерный гидроксид. Кроме взаимодействий с кислотами реагирует с горячим концентрированным раствором щелочи и сплавляется с твердыми щелочами и карбонатами: Fe(OH)₃ + 3KOH = K₃[Fe(OH)₆].

Соли. Большинство солей трехвалентного железа растворимо. Так же как соли алюминия, они подвергаются сильному гидролизу по катиону, который в присутствии анионов слабых и нестойких или нерастворимых кислот может стать необратимым: 2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃ + 3CO₂↑ + 6NaCl. При кипячении раствора хлорида железа (III) гидролиз также можно сделать необратимым, т.к. растворимость хлороводорода как любого газа при нагревании уменьшается и он уходит из сферы реакции: FeCl₃ + 3H₂O = Fe(OH)₃ + 3HCl↑ ( при нагревании).

Окислительная способность данного катиона очень высока, особенно, по отношению к превращению в катион Fe²⁺: Fe³⁺ + ē = Fe²⁺ φ^o=0,77в. В результате чего:

а) растворы солей трехвалентного железа окисляют все металлы вплоть до меди: 2Fe(NO₃)₃ + Cu = 2Fe(NO₃)₂ + Cu(NO₃)₂,

б) обменные реакции с солями, содержащими легко окисляемые анионы, проходят одновременно с их окислением: 2FeCl₃ + 2KJ = FeCl₂ + J₂ + 2KCl 2FeCl₃ + 3Na₂S = 2FeS + S + 6NaCl

2FeBr₃ + 2KCN = 2FeBr₂ + (CN)₂↑ + 2KBr

Как и другие трехвалентные катионы, железо (III) способно к образованию квасцов – двойных сульфатов с катионами щелочных металлов или аммония, например: NH₄Fe(SO₄)₂^.12H₂O.

Комплексные соединения. Оба катиона железа склонны к образованию анионных комплексов, особенно железо (III). FeCl₃ + KCl = K[FeCl₄], FeCl₃ + Cl₂ = Cl⁺[FeCl₄]^-. Последняя реакция отражает действие хлорида железа (III) как катализатора электрофильного хлорирования. Интерес представляют цианидные комплексы: 6KCN + FeSO₄ = K₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (II) калия, желтая кровяная соль. 2K₄[Fe(CN)₆] + Cl₂ = 2K₃[Fe(CN)₆] + 2KCl – гексацианоферрат (III) калия, красная кровяная соль. Комплекс двухвалентного железа дает с солью трехвалентного железа синий осадок или раствор в зависимости от соотношения реагентов. Такая же реакция происходит между красной кровяной солью и любой солью двухвалентного железа. В первом случае осадок называли берлинской лазурью, во втором – турнбулевой синью. Позже выяснилось, что, по крайней мере, растворы имеют одинаковый состав: K[Fe₂(CN)₆] – гексацианоферрат железа (II,III) калия. Описанные реакции являются качественными на наличие в растворе соответствующих катионов железа. Качественной реакцией на наличие катиона трехвалентного железа является появленме кроваво-красной окраски при взаимодействии с тиоцианатом (роданидом) калия:2FeCl₃ + 6KCNS = 6KCl + Fe[Fe(CNS)₆].

Fe⁺⁶. Степень окисления +6 для железа малоустойчива. Удается получить только анион FeO₄^2-, который существует только при pH>7-9, но при этом является сильным окислителем.

Fe₂O₃ + 4KOH + 3KNO₃ = 2K₂FeO₄ + 3KNO₂ + 2H₂O

Fe (опилки) + H₂O + KOH + KNO₃ = K₂FeO₄ + KNO₂ + H₂↑

2Fe(OH)₃ + 3Cl₂ + 10KOH = 2K₂FeO₄ + 6KCl + 6H₂O

Fe₂O₃ + KClO₃ + 4KOH = 2K₂FeO₄ + KCl + 2H₂O

4K₂FeO₄ + 6H₂O = 4FeO(OH)↓ + 8KOH + 3O₂↑

4BaFeO₄ (нагревание) = 4BaO + 2Fe₂O₃ + 3O₂↑

2K₂FeO₄ + 2CrCl₃ + 2HCl = FeCl₃ + K₂Cr₂O₇ + 2KCl + H₂O

Получение железа в промышленности:

А) доменный процесс: Fe₂O₃ + C = 2FeO + CO↑

FeO + C = Fe + CO↑

FeO + CO = Fe + CO₂↑

Б) алюмотермия: Fe₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Fe

ХРОМ – элемент с порядковым номером 24, с относительной атомной массой 51,996. Относится к 3d-семейству элементов, имеет электронную конфигурацию [Ar]3d⁵4s¹ и в периодической системе находится в IV периоде, VI группе, побочной подгруппе. Возможные степени окисления: +1, +2, +3, +4, +5, +6. Из них наиболее устойчивыми являются +2, +3, +6, а минимальной энергией обладает +3.

По физическим свойствам хром – серовато-белый, блестящий, твердый металл с температурой плавления 1890^оС. Прочность его кристаллической решетки обусловлена наличием пяти неспаренных d-электронов, способных к частичному ковалентному связыванию.

Химические свойства простого вещества.

При низких температурах хром инертен из-за наличия оксидной пленки, не взаимодействует с водой и воздухом.

1. С кислородом взаимодействует при температурах выше 600^оС. При этом образуется оксид хрома (III) – Cr₂O₃.

2. Взаимодействие с галогенами происходит по-разному: Cr + 2F₂ = CrF₄ (при комнатной температуре), 2Cr + 3Cl₂(Br₂) = 2CrCl₃(Br₃), Cr + J₂ = CrJ₂ (при значительном нагревании). Следует сказать, что иодид хрома (III) может существовать и получается по обменной реакции в виде кристаллогидрата CrJ₃^.9H₂O, но его термическая устойчивость невелика, и при нагревании он разлагается на CrJ₂ и J₂.

3. При температуре выше 120^оС хром взаимодействует с расплавленной серой, давая сульфид хрома (II) – CrS (черного цвета).

4. При температурах выше 1000^оС хром реагирует с азотом и углеродом, давая нестехиометрические, химически инертные соединения. Среди них можно отметить карбид с примерным составом CrC, который по твердости приближается к алмазу.

5. С водородом хром не реагирует.

6. Реакция с водяным паром проходит следующим образом: 2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂↑

7. Реакция с кислотами-неокислителями происходит достаточно легко, при этом образуется аква-комплекс [Cr(H₂O)₆]²⁺ небесно-голубого цвета, который устойчив только в отсутствие воздуха или в атмосфере водорода. В присутствии кислорода реакция идет иначе: 4Cr + 12HCl + 3O₂ = 4CrCl₃ + 6H₂O. Разбавленные кислоты, насыщенные кислородом, даже пассивируют хром за счет образования на поверхности прочной оксидной пленки.

8. Кислоты- окислители: азотная кислота любой концентрации, серная концентрированная, хлорная кислота пассивируют хром так, что после обработки поверхности этими кислотами он уже не реагирует и с другими кислотами. Пассивация снимается при нагревании. При этом получаются соли хрома (III) и диоксиды серы или азота (из хлорной кислоты – хлорид). Пассивация за счет образования солевой пленки происходит при взаимодействии хрома с фосфорной кислотой.

9. Непосредственно со щелочью хром не реагирует, но вступает в реакцию со щелочными расплавами с добавлением окислителей: 2Cr + 2Na₂CO₃(ж) + 3O₂ = 2Na₂CrO₄ + 2CO₂↑

10. Хром способен реагировать с растворами солей, вытесняя менее активные металлы (стоящие правее него в ряду напряжения) из состава соли. Сам хром при этом превращается в катион Cr²⁺.