Krom och dess föreningar. Kromföreningar

Krom är ett kemiskt grundämne med atomnummer 24. Det är en hård, glänsande, stålgrå metall som polerar väl och inte mattas. Används i legeringar som rostfritt stål och som beläggning. Människokroppen kräver små mängder trevärt krom för att metabolisera socker, men Cr(VI) är mycket giftigt.

Olika kromföreningar, såsom krom(III)oxid och blykromat, är starkt färgade och används i färger och pigment. Den röda färgen på rubin beror på närvaron av detta kemiska element. Vissa ämnen, särskilt natrium, är oxidationsmedel som används för att oxidera organiska föreningar och (tillsammans med svavelsyra) för att rengöra laboratorieglas. Dessutom används krom(VI)oxid vid tillverkning av magnetband.

Upptäckt och etymologi

Historien om upptäckten av det kemiska elementet krom är som följer. År 1761 hittade Johann Gottlob Lehmann ett orangerött mineral i Uralbergen och kallade det "sibiriskt rött bly." Även om det felaktigt identifierades som en förening av bly med selen och järn, var materialet faktiskt blykromat med den kemiska formeln PbCrO 4 . Idag är det känt som mineralet krokonte.

År 1770 besökte Peter Simon Pallas platsen där Lehmann hittade det röda blymineralet, som hade mycket användbara egenskaper som pigment i färger. Användningen av sibiriskt rött bly som färg utvecklades snabbt. Dessutom har den ljusgula färgen på krokont blivit på modet.

1797 fick Nicolas-Louis Vauquelin prover av rött Genom att blanda krokonte med saltsyra fick han CrO3-oxid. Krom isolerades som ett kemiskt element 1798. Vauquelin erhöll den genom att värma oxiden med kol. Han kunde också upptäcka spår av krom i ädelstenar som rubin och smaragd.

På 1800-talet användes Cr främst i färgämnen och garvsalter. Idag används 85 % av metallen i legeringar. Resten används inom den kemiska, eldfasta och gjuteriindustrin.

Uttalet av det kemiska elementet krom motsvarar det grekiska χρῶμα, som betyder "färg", på grund av den mångfald av färgade föreningar som kan erhållas från det.

Gruvdrift och produktion

Grundämnet är framställt av kromit (FeCr 2 O 4). Ungefär hälften av världens malm bryts i Sydafrika. Dessutom är Kazakstan, Indien och Türkiye dess största producenter. Det finns tillräckligt med utforskade fyndigheter av kromit, men geografiskt är de koncentrerade till Kazakstan och södra Afrika.

Avlagringar av inhemsk krommetall är sällsynta, men de finns. Till exempel bryts den vid Udachnayagruvan i Ryssland. Den är rik på diamanter, och den reducerande miljön hjälpte till att producera rent krom och diamanter.

För industriell metallproduktion behandlas kromitmalmer med smält alkali (kaustiksoda, NaOH). I detta fall bildas natriumkromat (Na 2 CrO 4) som reduceras med kol till oxiden Cr 2 O 3. Metallen framställs genom upphettning av oxiden i närvaro av aluminium eller kisel.

År 2000 bröts cirka 15 miljoner ton kromitmalm och bearbetades till 4 miljoner ton ferrokrom, en 70 % krom-järnlegering, med ett ungefärligt marknadsvärde på 2,5 miljarder USD.

Huvuddragen

Egenskaperna hos det kemiska elementet krom beror på det faktum att det är en övergångsmetall från den fjärde perioden i det periodiska systemet och ligger mellan vanadin och mangan. Ingår i grupp VI. Smälter vid en temperatur av 1907 °C. I närvaro av syre bildar krom snabbt ett tunt lager av oxid, som skyddar metallen från ytterligare interaktion med syre.

Som ett övergångselement reagerar det med ämnen i olika proportioner. Således bildar den föreningar där den har olika oxidationstillstånd. Krom är ett kemiskt grundämne med grundtillstånden +2, +3 och +6, varav +3 är det mest stabila. Dessutom observeras i sällsynta fall tillstånd +1, +4 och +5. Kromföreningar i +6 oxidationstillstånd är starka oxidationsmedel.

Vilken färg är krom? Det kemiska elementet ger rubinen nyans. Cr 2 O 3 som används för används också som ett pigment som kallas kromgrönt. Dess salter färgar glas smaragdgrönt. Krom är det kemiska elementet vars närvaro gör rubiner röda. Därför används det vid tillverkning av syntetiska rubiner.

Isotoper

Isotoper av krom har atomvikter som sträcker sig från 43 till 67. Vanligtvis består detta kemiska element av tre stabila former: 52 Cr, 53 Cr och 54 Cr. Av dessa är 52 Cr den vanligaste (83,8 % av allt naturligt krom). Dessutom har 19 radioisotoper beskrivits, varav den mest stabila är 50 Cr med en halveringstid som överstiger 1,8x10 17 år. 51 Cr har en halveringstid på 27,7 dagar, och för alla andra radioaktiva isotoper överstiger den inte 24 timmar, och för de flesta av dem varar den mindre än en minut. Elementet har också två metatillstånd.

Isotoper av krom i jordskorpan åtföljer som regel isotoper av mangan, som används i geologi. 53Cr bildas under det radioaktiva sönderfallet av 53 Mn. Mn/Cr-isotopförhållandet förstärker andra ledtrådar om solsystemets tidiga historia. Förändringar i förhållandena 53 Cr/52 Cr och Mn/Cr från olika meteoriter bevisar att nya atomkärnor skapades strax före bildandet av solsystemet.

Kemiskt grundämne krom: egenskaper, föreningars formel

Krom(III)oxid Cr 2 O 3, även känd som seskvioxid, är en av de fyra oxiderna av detta kemiska element. Det erhålls från kromit. Den gröna färgblandningen kallas vanligtvis "kromgrön" när den används som pigment för emalj- och glasmålning. Oxiden kan lösas upp i syror och bilda salter och i smält alkaliskromiter.

Kaliumdikromat

K 2 Cr 2 O 7 är ett kraftfullt oxidationsmedel och är att föredra som ett medel för att rengöra laboratorieglas från organiskt material. För detta ändamål används dess mättade lösning. Ibland ersätts den dock med natriumbikromat, baserat på den senares högre löslighet. Dessutom kan det reglera oxidationsprocessen av organiska föreningar, omvandla primär alkohol till aldehyd och sedan till koldioxid.

Kaliumdikromat kan orsaka kromdermatit. Krom orsakar sannolikt sensibilisering som leder till utveckling av dermatit, särskilt i händer och underarmar, som är kronisk och svår att bota. Liksom andra Cr(VI)-föreningar är kaliumbikromat cancerframkallande. Det måste hanteras med handskar och lämplig skyddsutrustning.

Kromsyra

Föreningen har den hypotetiska strukturen H 2 CrO 4 . Varken krom- eller dikrominsyra förekommer i naturen, men deras anjoner finns i olika ämnen. Den "kromsyra" som kan hittas på försäljning är faktiskt dess syraanhydrid - CrO 3 trioxid.

Bly(II)kromat

PbCrO 4 har en klar gul färg och är praktiskt taget olöslig i vatten. Av denna anledning har den funnit användning som ett färgpigment som kallas krongult.

Cr och pentavalent bindning

Krom kännetecknas av sin förmåga att bilda femvärda bindningar. Föreningen skapas av Cr(I) och en kolväteradikal. En pentavalent bindning bildas mellan två kromatomer. Dess formel kan skrivas som Ar-Cr-Cr-Ar, där Ar representerar en specifik aromatisk grupp.

Ansökan

Krom är ett kemiskt grundämne vars egenskaper har gett det många olika användningsområden, varav några listas nedan.

Det ger metaller korrosionsbeständighet och en blank yta. Därför ingår krom i legeringar som rostfritt stål, som används till exempel i bestick. Den används även för kromplätering.

Krom är en katalysator för olika reaktioner. Det används för att göra formar för att bränna tegelstenar. Dess salter används för att garva läder. Kaliumdikromat används för oxidation av organiska föreningar som alkoholer och aldehyder, samt för rengöring av laboratorieglas. Det fungerar som fixeringsmedel för tygfärgning och används även vid fotografering och fototryck.

CrO 3 används för att göra magnetband (till exempel för ljudinspelning), som har bättre egenskaper än filmer med järnoxid.

Roll i biologi

Trivalent krom är ett kemiskt element som är nödvändigt för omsättningen av socker i människokroppen. Däremot är sexvärt Cr mycket giftigt.

Säkerhetsåtgärder

Krommetall- och Cr(III)-föreningar anses i allmänhet inte vara hälsofarliga, men ämnen som innehåller Cr(VI) kan vara giftiga om de förtärs eller andas in. De flesta av dessa ämnen är irriterande för ögon, hud och slemhinnor. Vid kronisk exponering kan krom(VI)-föreningar orsaka ögonskador om de inte behandlas på rätt sätt. Dessutom är det ett erkänt cancerframkallande ämne. Den dödliga dosen av detta kemiska element är ungefär en halv tesked. Enligt Världshälsoorganisationens rekommendationer är den högsta tillåtna koncentrationen av Cr (VI) i dricksvatten 0,05 mg per liter.

Eftersom kromföreningar används i färgämnen och för att garva läder, finns de ofta i jord och grundvatten från övergivna industriområden som kräver miljösanering och sanering. Primer som innehåller Cr(VI) används fortfarande i stor utsträckning inom flyg- och bilindustrin.

Elementegenskaper

De huvudsakliga fysikaliska egenskaperna hos krom är följande:

• Atomnummer: 24.
• Atomvikt: 51.996.
• Smältpunkt: 1890°C.
• Kokpunkt: 2482 °C.
• Oxidationstillstånd: +2, +3, +6.
• Elektronkonfiguration: 3d 5 4s 1.

Upptäckten av krom går tillbaka till en period av snabb utveckling av kemiska och analytiska studier av salter och mineraler. I Ryssland var kemister särskilt intresserade av analysen av mineraler som finns i Sibirien och nästan okända i Västeuropa. Ett av dessa mineral var sibirisk röd blymalm (krokoit), som beskrevs av Lomonosov. Mineralet undersöktes, men inget annat än oxider av bly, järn och aluminium hittades i det. Men 1797 fick Vaukelin, genom att koka ett finmalt prov av mineralet med kaliumklorid och fälla ut blykarbonat, en lösning färgad orange-röd. Ur denna lösning kristalliserade han ett rubinrött salt, från vilket oxiden och den fria metallen, som skilde sig från alla kända metaller, isolerades. Vauquelin ringde honom Krom ( Krom ) från det grekiska ordet- färgning, färg; Det som avsågs här var visserligen inte metallens egendom, utan dess färgglada salter.

Att vara i naturen.

Den viktigaste krommalmen av praktisk betydelse är kromit, vars ungefärliga sammansättning motsvarar formeln FeCrO​4.

Den finns i Mindre Asien, Ural, Nordamerika och södra Afrika. Ovannämnda mineralkrokoit – PbCrO 4 – är också av teknisk betydelse. Kromoxid (3) och några av dess andra föreningar finns också i naturen. I jordskorpan är kromhalten i form av metall 0,03 %. Krom har hittats i solen, stjärnor och meteoriter.

Fysikaliska egenskaper.

Krom är en vit, hård och spröd metall, extremt kemiskt resistent mot syror och alkalier. I luften oxiderar den och har en tunn transparent film av oxid på ytan. Krom har en densitet på 7,1 g/cm3, dess smältpunkt är +1875 0 C.

Mottagande.

När kromjärnmalm värms upp kraftigt med kol, reduceras krom och järn:

FeO * Cr2O3 + 4C = 2Cr + Fe + 4CO

Som ett resultat av denna reaktion bildas en krom-järnlegering, som kännetecknas av hög hållfasthet. För att erhålla rent krom reduceras det från krom(3)oxid med aluminium:

Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr

I denna process används vanligtvis två oxider - Cr 2 O 3 och CrO 3

Kemiska egenskaper.

Tack vare den tunna skyddsfilmen av oxid som täcker kromytan är den mycket resistent mot aggressiva syror och alkalier. Krom reagerar inte med koncentrerad salpetersyra och svavelsyra, samt med fosforsyra. Krom interagerar med alkalier vid t = 600-700 o C. Krom interagerar dock med utspädd svavelsyra och saltsyra och ersätter väte:

2Cr + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3H2
2Cr + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2

Vid höga temperaturer brinner krom i syre och bildar oxid(III).

Varm krom reagerar med vattenånga:

2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2

Vid höga temperaturer reagerar krom också med halogener, halogen med väte, svavel, kväve, fosfor, kol, kisel, bor, till exempel:

Cr + 2HF = CrF2 + H2
2Cr + N2 = 2CrN
2Cr + 3S = Cr2S3
Cr + Si = CrSi

Ovanstående fysikaliska och kemiska egenskaper hos krom har funnit sin tillämpning inom olika områden av vetenskap och teknik. Till exempel används krom och dess legeringar för att producera höghållfasta, korrosionsbeständiga beläggningar inom maskinteknik. Legeringar i form av ferrokrom används som skärande verktyg. Kromlegeringar har funnits i medicinsk teknik och vid tillverkning av kemisk teknisk utrustning.

Placering av krom i det periodiska systemet för kemiska grundämnen:

Krom leder den sekundära undergruppen av grupp VI i det periodiska systemet för grundämnen. Dess elektroniska formel är följande:

24 Cr IS 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 5 4S 1

Vid fyllning av orbitaler med elektroner i kromatomen kränks mönstret enligt vilket 4S-orbitalen först ska fyllas till 4S 2-tillståndet. Men på grund av det faktum att 3d-omloppsbanan upptar en mer gynnsam energiposition i kromatomen, fylls den till värdet 4d 5 . Detta fenomen observeras i atomer av vissa andra element i sekundära undergrupper. Krom kan uppvisa oxidationstillstånd från +1 till +6. De mest stabila är kromföreningar med oxidationstillstånd +2, +3, +6.

Föreningar av tvåvärt krom.

Krom(II)oxid CrO är ett pyrofor svart pulver (pyroforicitet - förmågan att antändas i luft i ett fint krossat tillstånd). CrO löses i utspädd saltsyra:

CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O

I luft, när den värms över 100 0 C, förvandlas CrO till Cr 2 O 3.

Tvåvärda kromsalter bildas när krommetall löses i syror. Dessa reaktioner äger rum i en atmosfär av lågaktiv gas (till exempel H 2), eftersom i närvaro av luft sker lätt oxidation av Cr(II) till Cr(III).

Kromhydroxid erhålls i form av en gul fällning genom inverkan av en alkalilösning på krom(II)klorid:

CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 + 2NaCl

Cr(OH)2 har grundläggande egenskaper och är ett reduktionsmedel. Den hydratiserade Cr2+-jonen är ljusblå. En vattenlösning av CrCl2 är blå till färgen. I luft i vattenlösningar omvandlas Cr(II)-föreningar till Cr(III)-föreningar. Detta är särskilt uttalat i Cr(II)hydroxid:

4Cr(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Cr(OH)3

Trevärda kromföreningar.

Krom(III)oxid Cr 2 O 3 är ett eldfast grönt pulver. Dess hårdhet är nära korund. I laboratoriet kan det erhållas genom att värma ammoniumdikromat:

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

Cr 2 O 3 är en amfoter oxid, när den smälts med alkalier bildar den kromiter: Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Kromhydroxid är också en amfoter förening:

Cr(OH)3 + HCl = CrCl3 + 3H2O
Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

Vattenfri CrCl 3 ser ut som mörklila blad, är helt olöslig i kallt vatten och löser sig mycket långsamt vid kokning. Vattenfritt krom (III) sulfat Cr 2 (SO 4) 3 är rosa till färgen och är också dåligt lösligt i vatten. I närvaro av reduktionsmedel bildar den lila kromsulfat Cr 2 (SO 4) 3 * 18H 2 O. Gröna kromsulfathydrater som innehåller mindre vatten är också kända. Kromalun KCr(SO 4) 2 *12H 2 O kristalliseras från lösningar som innehåller violett kromsulfat och kaliumsulfat. En lösning av kromalun blir grön när den värms upp på grund av sulfatbildningen.

Reaktioner med krom och dess föreningar

Nästan alla kromföreningar och deras lösningar är intensivt färgade. Med en färglös lösning eller en vit fällning kan vi med stor sannolikhet dra slutsatsen att krom saknas.

1. Låt oss starkt värma i lågan av en brännare på en porslinskopp en sådan mängd kaliumdikromat som passar på spetsen av en kniv. Saltet kommer inte att frigöra kristallvatten utan smälter vid en temperatur av cirka 400 0 C för att bilda en mörk vätska. Låt oss värma den i några minuter till på hög värme. Efter kylning bildas en grön fällning på skärpan. Låt oss lösa upp en del av det i vatten (det blir gult), och lämna den andra delen på skärpan. Saltet sönderdelade vid upphettning, vilket resulterade i bildandet av lösligt gult kaliumkromat K 2 CrO 4 och grönt Cr 2 O 3.
2. Lös upp 3 g pulveriserat kaliumbikromat i 50 ml vatten. Tillsätt lite kaliumkarbonat till en del. Det kommer att lösas upp med frisättning av CO 2, och färgen på lösningen blir ljusgul. Kromat bildas av kaliumdikromat. Om man nu tillsätter en 50 % svavelsyralösning i portioner kommer den rödgula färgen på dikromatet att synas igen.
3. Häll 5 ml i ett provrör. kaliumbikromatlösning, koka med 3 ml koncentrerad saltsyra under tryck. Gulgrön giftig klorgas frigörs från lösningen eftersom kromatet kommer att oxidera HCl till Cl 2 och H 2 O. Kromatet i sig kommer att förvandlas till grön trevärd kromklorid. Den kan isoleras genom att indunsta lösningen och sedan, smälts samman med soda och salpeter, omvandlas till kromat.
4. När en lösning av blynitrat tillsätts fälls gult blykromat ut; Vid interaktion med en lösning av silvernitrat bildas en rödbrun fällning av silverkromat.
5. Tillsätt väteperoxid till kaliumdikromatlösningen och surgör lösningen med svavelsyra. Lösningen får en djupblå färg på grund av bildandet av kromperoxid. När den skakas med en viss mängd eter omvandlas peroxiden till ett organiskt lösningsmedel och färgar den blå. Denna reaktion är specifik för krom och är mycket känslig. Den kan användas för att detektera krom i metaller och legeringar. Först och främst måste du lösa upp metallen. Vid långvarig kokning med 30 % svavelsyra (du kan även tillsätta saltsyra) löses krom och många stål delvis upp. Den resulterande lösningen innehåller krom(III)sulfat. För att kunna genomföra en detektionsreaktion neutraliserar vi den först med kaustiksoda. Grågrön krom(III)hydroxid fälls ut, som löser sig i överskott av NaOH och bildar grön natriumkromit. Filtrera lösningen och tillsätt 30 % väteperoxid. När den värms upp blir lösningen gul när kromit oxideras till kromat. Försurning gör att lösningen ser blå ut. Den färgade föreningen kan extraheras genom skakning med eter.

Analytiska reaktioner för kromjoner.

1. Tillsätt en 2M NaOH-lösning till 3-4 droppar kromkloridlösning CrCl 3 tills den initiala fällningen löser sig. Notera färgen på den bildade natriumkromiten. Värm den resulterande lösningen i ett vattenbad. Vad händer?
2. Till 2-3 droppar CrCl 3-lösning, tillsätt en lika stor volym 8 M NaOH-lösning och 3-4 droppar 3% H 2 O 2-lösning. Värm reaktionsblandningen i ett vattenbad. Vad händer? Vilken fällning bildas om den resulterande färgade lösningen neutraliseras, CH 3 COOH tillsätts och sedan Pb(NO 3) 2?
3. Häll 4-5 droppar lösningar av kromsulfat Cr 2 (SO 4) 3, IMH 2 SO 4 och KMnO 4 i provröret. Värm reaktionsblandningen i flera minuter i ett vattenbad. Notera förändringen i färgen på lösningen. Vad orsakade det?
4. Till 3-4 droppar K 2 Cr 2 O 7-lösning surgjord med salpetersyra, tillsätt 2-3 droppar H 2 O 2-lösning och blanda. Den framträdande blå färgen på lösningen beror på utseendet av perkromsyra H 2 CrO 6:

Cr2O72- + 4H2O2 + 2H+ = 2H2CrO6 + 3H2O

Var uppmärksam på den snabba nedbrytningen av H 2 CrO 6:

2H2CrO6 + 8H+ = 2Cr3+ + 3O2 + 6H2O
blå grön färg

Perkromsyra är mycket mer stabil i organiska lösningsmedel.

1. Till 3-4 droppar K 2 Cr 2 O 7-lösning surgjord med salpetersyra, tillsätt 5 droppar isoamylalkohol, 2-3 droppar H 2 O 2-lösning och skaka reaktionsblandningen. Lagret av organiskt lösningsmedel som flyter till toppen är färgat ljust blått. Färgen bleknar väldigt långsamt. Jämför stabiliteten av H 2 CrO 6 i organiska och vattenhaltiga faser.
2. När CrO 4 2- interagerar med Ba 2+-joner fälls en gul fällning av bariumkromat BaCrO 4 ut.
3. Silvernitrat bildar en tegelröd silverkromatfällning med CrO 4 2-joner.
4. Ta tre provrör. Häll 5-6 droppar K 2 Cr 2 O 7-lösning i en av dem, samma volym K 2 CrO 4-lösning i den andra och tre droppar av båda lösningarna i den tredje. Tillsätt sedan tre droppar kaliumjodidlösning till varje provrör. Förklara ditt resultat. Surgör lösningen i det andra provröret. Vad händer? Varför?

Underhållande experiment med kromföreningar

1. En blandning av CuSO 4 och K 2 Cr 2 O 7 blir grön när alkali tillsätts och gulnar i närvaro av syra. Genom att värma upp 2 mg glycerol med en liten mängd (NH 4) 2 Cr 2 O 7 och sedan tillsätta alkohol, efter filtrering erhålls en klargrön lösning, som gulnar när syra tillsätts, och blir grön i neutral eller alkalisk miljö.
2. Placera en "rubinblandning" i mitten av en plåtburk med termit - noggrant mald och placerad i aluminiumfolie Al 2 O 3 (4,75 g) med tillsats av Cr 2 O 3 (0,25 g). För att förhindra att burken svalnar längre är det nödvändigt att begrava den under den övre kanten i sand, och efter att termiten har satts i brand och reaktionen börjar, täck den med ett järnark och täck den med sand. Gräv ur burken på en dag. Resultatet är ett rött rubinpulver.
3. 10 g kaliumdikromat mals med 5 g natrium- eller kaliumnitrat och 10 g socker. Blandningen fuktas och blandas med kollodium. Om pulvret komprimeras i ett glasrör och sedan pinnen trycks ut och sätts i brand i slutet, kommer en "orm" att börja krypa ut, först svart och efter kylning - grön. En pinne med en diameter på 4 mm brinner med en hastighet av cirka 2 mm per sekund och sträcker sig 10 gånger.
4. Om du blandar lösningar av kopparsulfat och kaliumdikromat och tillsätter lite ammoniaklösning, bildas en amorf brun fällning av sammansättningen 4СuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O, som löses i saltsyra för att bilda en gul lösning, och i överskott av ammoniak erhålls en grön lösning. Om man ytterligare tillsätter alkohol till denna lösning, bildas en grön fällning, som efter filtrering blir blå och efter torkning blåviolett med röda gnistrar, tydligt synliga i starkt ljus.
5. Den kromoxid som finns kvar efter experimenten med "vulkanen" eller "faraos ormar" kan regenereras. För att göra detta måste du smälta 8 g Cr 2 O 3 och 2 g Na 2 CO 3 och 2,5 g KNO 3 och behandla den kylda legeringen med kokande vatten. Resultatet är ett lösligt kromat, som kan omvandlas till andra Cr(II)- och Cr(VI)-föreningar, inklusive det ursprungliga ammoniumdikromatet.

Exempel på redoxövergångar som involverar krom och dess föreningar

1. Cr 2 O 7 2- -- Cr 2 O 3 -- CrO 2 - -- CrO 4 2- -- Cr 2 O 7 2-

a) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O b) Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O
c) 2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH = 6NaBr + 2Na2CrO4 + 4H2O
d) 2Na2CrO4 + 2HCl = Na2Cr2O7 + 2NaCl + H2O

2. Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- CrCl 3 -- Cr 2 O 7 2- -- CrO 4 2-

a) 2Cr(OH)2 + 1/2O2 + H2O = 2Cr(OH)3
b) Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O
c) 2CrCl3 + 2KMnO4 + 3H2O = K2Cr2O7 + 2Mn(OH)2 + 6HCl
d) K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

3. CrO -- Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- Cr(NO 3) 3 -- Cr 2 O 3 -- CrO - 2
Cr 2+

a) CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O
b) CrO + H2O = Cr(OH)2
c) Cr(OH)2 + 1/2O2 + H2O = 2Cr(OH)3
d) Cr(OH)3 + 3HNO3 = Cr(NO3)3 + 3H2O
e) 4Сr(NO 3) 3 = 2Cr 2 O 3 + 12NO 2 + O 2
e) Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaCrO 2 + H 2 O

Kromelement som konstnär

Kemister vände sig ganska ofta till problemet med att skapa konstgjorda pigment för målning. Under 1700-1800-talen utvecklades tekniken för att producera många målningsmaterial. Louis Nicolas Vauquelin 1797, som upptäckte det tidigare okända grundämnet krom i sibirisk rödmalm, förberedde en ny, anmärkningsvärt stabil färg - kromgrön. Dess kromofor är vattenhaltig krom(III)oxid. Den började tillverkas under namnet "smaragdgrön" 1837. Senare föreslog L. Vauquelin flera nya färger: baryt, zink och kromgul. Med tiden ersattes de av mer beständiga gula och orange kadmiumbaserade pigment.

Grön krom är den mest hållbara och ljusbeständiga färgen som inte är mottaglig för atmosfäriska gaser. Kromgrön mark i olja har stor täckkraft och kan torka snabbt, varför den har använts sedan 1800-talet. det används flitigt i målning. Det är av stor betydelse vid porslinsmålning. Faktum är att porslinsprodukter kan dekoreras med både underglasyr och överglasyrmålning. I det första fallet appliceras färger på ytan av endast en lätt bränd produkt, som sedan täcks med ett lager av glasyr. Detta följs av den huvudsakliga bränningen vid hög temperatur: för att sintra porslinsmassan och smälta glasyren värms produkterna upp till 1350 - 1450 0 C. Mycket få färger tål en så hög temperatur utan kemiska förändringar, och i den gamla dagar fanns det bara två av dem - kobolt och krom. Svart koboltoxid applicerad på ytan av en porslinsprodukt smälter samman med glasyren under bränning och interagerar kemiskt med den. Resultatet är klarblå koboltsilikater. Alla känner väl till denna koboltdekorerade blå porslinsservis. Krom(III)oxid reagerar inte kemiskt med glasyrens komponenter och ligger helt enkelt mellan porslinsskärvorna och den transparenta glasyren som ett "blindt" lager.

Förutom kromgrönt använder konstnärer färger erhållna från volkonskoite. Detta mineral från gruppen montmorilloniter (ett lermineral av underklassen av komplexa silikater Na(Mo,Al), Si 4 O 10 (OH) 2 upptäcktes 1830 av den ryske mineralogen Kemmerer och namngavs för att hedra M.N. Volkonskaya, dotter till hjälten i slaget vid Borodino, general N. .N Raevsky, fru till Decembrist S.G. Volkonskoite är en lera som innehåller upp till 24% kromoxid, samt oxider av aluminium och järn dess varierande färg - från färgen på vintermörkad gran till den ljusgröna färgen på en kärrgroda.

Pablo Picasso vände sig till geologerna i vårt land med en begäran om att studera reserverna av volkonskoite, som producerar färg av en unik färsk ton. För närvarande har en metod för framställning av konstgjord volkonskoit utvecklats. Det är intressant att notera att, enligt modern forskning, använde ryska ikonmålare färger från detta material redan på medeltiden, långt innan dess "officiella" upptäckt. Guinier greener (skapad 1837), vars kromoform är kromoxidhydrat Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, där en del av vattnet är kemiskt bundet och en del adsorberas, var också populärt bland konstnärer. Detta pigment ger färgen en smaragdfärgad nyans.

webbplats, vid kopiering av materialet helt eller delvis krävs en länk till originalkällan.

Krom är ett element i sidoundergruppen av den 6: e gruppen av den 4: e perioden av det periodiska systemet av kemiska element av D.I. Mendeleev, med atomnummer 24. Det betecknas med symbolen Cr (lat. Chromium). Det enkla ämnet krom är en hårdmetall med en blåvit färg.

Kemiska egenskaper hos krom

Under normala förhållanden reagerar krom endast med fluor. Vid höga temperaturer (över 600°C) interagerar den med syre, halogener, kväve, kisel, bor, svavel, fosfor.

4Cr + 3O 2 – t° →2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 – t° → 2CrCl 3

2Cr + N2 – t° → 2CrN

2Cr + 3S – t° → Cr 2S 3

När den värms upp reagerar den med vattenånga:

2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2

Krom löser sig i utspädda starka syror (HCl, H 2 SO 4)

I frånvaro av luft bildas Cr 2+-salter och i luft bildas Cr 3+-salter.

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2

2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H2

Närvaron av en skyddande oxidfilm på metallens yta förklarar dess passivitet i förhållande till koncentrerade lösningar av syror - oxidationsmedel.

Kromföreningar

Krom(II)oxid och krom(II)hydroxid är basiska till sin natur.

Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O

Krom (II) föreningar är starka reduktionsmedel; omvandlas till krom(III)föreningar under påverkan av atmosfäriskt syre.

2CrCl2 + 2HCl → 2CrCl3 + H2

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Cr(OH)3

Kromoxid (III) Cr 2 O 3 är ett grönt, vattenolösligt pulver. Kan erhållas genom kalcinering av krom(III)hydroxid eller kalium- och ammoniumdikromater:

2Cr(OH)3 – t° → Cr2O3 + 3H2O

4K 2 Cr 2 O 7 – t° → 2Cr 2 O 3 + 4K 2 CrO 4 + 3O 2

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 – t° → Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O (vulkanreaktion)

Amfoter oxid. När Cr 2 O 3 smälts samman med alkalier, soda och syrasalter erhålls kromföreningar med ett oxidationstillstånd på (+3):

Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O

Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2 NaCrO 2 + CO 2

När de smälts med en blandning av alkali och oxidationsmedel erhålls kromföreningar i oxidationstillståndet (+6):

Cr2O3 + 4KOH + KClO3 → 2K2CrO4 + KCl + 2H2O

Krom(III)hydroxid C r (OH) 3. Amfoter hydroxid. Grågrön, sönderdelas vid upphettning, tappar vatten och bildar grönt metahydroxid CrO(OH). Löser sig inte i vatten. Fälls ut från lösningen som ett blågrått och blågrönt hydrat. Reagerar med syror och alkalier, interagerar inte med ammoniakhydrat.

Det har amfotära egenskaper - det löser sig i både syror och alkalier:

2Cr(OH)3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O Cr(OH) 3 + ZN + = Cr 3+ + 3H 2 O

Cr(OH)3 + KOH → K, Cr(OH)3 + ZON - (konc.) = [Cr(OH)6] 3-

Cr(OH)3 + KOH → KCrO2 + 2H2O Cr(OH)3 + MOH = MSrO2 (grön) + 2H2O (300-400 °C, M = Li, Na)

Cr(OH) 3 →(120 o C – H 2 O) CrO(OH) →(430-1000 0 C –H 2 O) Cr2O3

2Cr(OH)3 + 4NaOH (konc.) + ZN2O2 (konc.) = 2Na2CrO4 + 8H20

Mottagande: utfällning med ammoniakhydrat från en lösning av krom(III)-salter:

Cr3+ + 3(NH3H2O) = MEDr(OH) 3 ↓+ ЗNН 4+

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2Cr(OH) 3 ↓+ 3Na 2 SO 4 (i överskott av alkali - fällningen löser sig)

Krom (III) salter har en lila eller mörkgrön färg. Deras kemiska egenskaper liknar färglösa aluminiumsalter.

Cr(III)-föreningar kan uppvisa både oxiderande och reducerande egenskaper:

Zn + 2Cr +3 Cl3 → 2Cr +2 Cl2 + ZnCl2

2Cr +3 Cl3 + 16NaOH + 3Br2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H2O + 2Na2Cr +6 O4

Sexvärda kromföreningar

Krom(VI)oxid CrO 3 - klarröda kristaller, lösliga i vatten.

Erhållen från kaliumkromat (eller dikromat) och H2SO4 (konc.).

K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

CrO 3 är en sur oxid, med alkalier bildar den gula kromater CrO 4 2-:

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

I en sur miljö omvandlas kromater till orange dikromater Cr 2 O 7 2-:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

I en alkalisk miljö fortsätter denna reaktion i motsatt riktning:

K2Cr2O7 + 2KOH → 2K2CrO4 + H2O

Kaliumdikromat är ett oxidationsmedel i en sur miljö:

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3NaNO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3 NaNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6KI = Cr 2 (SO 4) 3 + 3I 2 + 4K 2 SO 4 + 7H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6FeSO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

Kaliumkromat K 2 Cr O 4 . Oxosol. Gul, icke-hygroskopisk. Smälter utan sönderdelning, termiskt stabil. Mycket lösligt i vatten ( gul färgen på lösningen motsvarar CrO 4 2-jonen), hydrolyserar anjonen något. I en sur miljö omvandlas det till K 2 Cr 2 O 7 . Oxidationsmedel (svagare än K 2 Cr 2 O 7). Går in i jonbytesreaktioner.

Kvalitativ reaktion på CrO 4 2-jonen - utfällningen av en gul fällning av bariumkromat, som sönderdelas i en starkt sur miljö. Det används som betningsmedel för färgning av tyger, ett lädergarvmedel, ett selektivt oxidationsmedel och ett reagens inom analytisk kemi.

Ekvationer för de viktigaste reaktionerna:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 (30 %)= K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

2K2CrO4 (t) +16HCl (koncentration, horisont) = 2CrCl3 +3Cl2 +8H2O+4KCl

2K2CrO4+2H2O+3H2S=2Cr(OH)3↓+3S↓+4KOH

2K2CrO4+8H2O+3K2S=2K[Cr(OH)6]+3S↓+4KOH

2K 2 CrO 4 +2AgNO 3 =KNO 3 + Ag 2 CrO 4(röd) ↓

Kvalitativ reaktion:

K 2 CrO 4 + BaCl 2 = 2 KCl + BaCrO 4 ↓

2BaCrO4 (t) + 2HCl (utspädd) = BaCr2O7 (p) + BaC12 + H2O

Mottagande: sintring av kromit med kaliumklorid i luft:

4(Cr 2 Fe ‖‖)O 4 + 8K 2 CO 3 + 7O 2 = 8K 2 CrO 4 + 2Fe 2 O 3 + 8СO 2 (1000 °C)

Kaliumdikromat K 2 Cr 2 O 7 . Oxosol. Tekniskt namn krom topp. Orange-röd, icke-hygroskopisk. Smälter utan sönderdelning och sönderdelas vid ytterligare uppvärmning. Mycket lösligt i vatten ( orange Färgen på lösningen motsvarar Cr 2 O 7 2-jonen. I en alkalisk miljö bildar den K 2 CrO 4 . Ett typiskt oxidationsmedel i lösning och under fusion. Går in i jonbytesreaktioner.

Kvalitativa reaktioner- blå färg på en eterlösning i närvaro av H 2 O 2, blå färg på en vattenlösning under inverkan av atomärt väte.

Det används som ett lädergarvmedel, ett betningsmedel för färgning av tyger, en komponent i pyrotekniska kompositioner, ett reagens i analytisk kemi, en metallkorrosionsinhibitor, i en blandning med H 2 SO 4 (konc.) - för att tvätta kemiska diskar.

Ekvationer för de viktigaste reaktionerna:

4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2 Cr 2 O 3 + 3 O 2 (500-600 o C)

K2Cr2O7 (t) +14HCl (konc) = 2CrCl3 +3Cl2 +7H2O+2KCl (kokande)

K 2 Cr 2 O 7 (t) + 2H 2 SO 4 (96 %) ⇌ 2KHSO 4 + 2CrO 3 + H 2 O (”kromblandning”)

K 2 Cr 2 O 7 + KOH (konc) =H 2 O + 2K 2 CrO 4

Cr2O72- +14H + +6I — =2Cr3+ +3I2↓+7H2O

Cr2O72- +2H + +3SO2 (g) =2Cr3+ +3SO42- +H2O

Cr 2 O 7 2- + H 2 O + 3H 2 S (g) =3S↓+2OH - +2Cr2 (OH) 3 ↓

Cr 2 O 7 2- (konc.) +2Ag + (utspädd) =Ag 2 Cr 2 O 7 (röd) ↓

Cr2O72- (utspädd) +H2O +Pb2+ =2H + + 2PbCrO4 (röd) ↓

K2Cr2O7(t) +6HCl+8H0 (Zn)=2CrCl2(syn) +7H2O+2KCl

Mottagande: behandling av K 2 CrO 4 med svavelsyra:

2K2CrO4 + H2SO4 (30%) = K 2Cr 2 O 7 + K2SO4 + H2O

"National Research Tomsk Polytechnic University"

Institutet för naturresurser geoekologi och geokemi

Krom

Genom disciplin:

Kemi

Avslutad:

elev i grupp 2G41 Tkacheva Anastasia Vladimirovna 2014-10-29

Kontrollerade:

lärare Stas Nikolay Fedorovich

Position i det periodiska systemet

Krom- element i sidoundergruppen i den sjätte gruppen av den fjärde perioden av det periodiska systemet av kemiska element i D. I. Mendeleev med atomnummer 24. Betecknas med symbolen Cr(lat. Krom). Enkel substans krom- hårdmetall av blåvit färg. Krom klassificeras ibland som en järnmetall.

Atomstruktur

17 Cl)2)8)7 - atomär strukturdiagram

1s2s2p3s3p - elektronisk formel

Atomen ligger i III-perioden och har tre energinivåer

Atomen är belägen i grupp VII, i huvudundergruppen - på den yttre energinivån 7 elektroner

Elementegenskaper

Fysikaliska egenskaper

Krom är en vit glänsande metall med ett kubiskt kroppscentrerat gitter, a = 0,28845 nm, kännetecknad av hårdhet och sprödhet, med en densitet på 7,2 g/cm 3, en av de hårdaste rena metallerna (näst efter beryllium, volfram och uran). ), med en smältpunkt på 1903 grader. Och med en kokpunkt på ca 2570 grader. C. I luft är kromytan täckt med en oxidfilm, som skyddar den från ytterligare oxidation. Att tillsätta kol till krom ökar dess hårdhet ytterligare.

Kemiska egenskaper

Krom är en inert metall under normala förhållanden, men när den värms upp blir den ganska aktiv.

Interaktion med icke-metaller

Vid uppvärmning över 600°C brinner krom i syre:

4Cr + 3O2 = 2Cr2O3.

Reagerar med fluor vid 350°C, med klor vid 300°C, med brom vid röd värme och bildar krom(III)halogenider:

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3.

Reagerar med kväve vid temperaturer över 1000°C för att bilda nitrider:

2Cr + N2 = 2CrN

eller 4Cr + N2 = 2Cr2N.

2Cr + 3S = Cr2S3.

Reagerar med bor, kol och kisel för att bilda borider, karbider och silicider:

Cr + 2B = CrB 2 (möjlig bildning av Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 4),

2Cr + 3C = Cr 2 C 3 (möjlig bildning av Cr 23 C 6, Cr 7 B 3),

Cr + 2Si = CrSi2 (möjlig bildning av Cr3Si, Cr5Si3, CrSi).

Interagerar inte direkt med väte.

Interaktion med vatten

När det är finmalt och varmt reagerar krom med vatten och bildar krom(III)oxid och väte:

2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2

Interaktion med syror

I den elektrokemiska spänningsserien av metaller är krom beläget före väte, det förskjuter väte från lösningar av icke-oxiderande syror:

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2;

Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2.

I närvaro av atmosfäriskt syre bildas krom (III) salter:

4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O.

Koncentrerade salpeter- och svavelsyror passiverar krom. Krom kan lösas upp i dem endast med stark uppvärmning av krom(III)-salter och syrareduktionsprodukter bildas:

2Cr + 6H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3S02 + 6H2O;

Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.

Interaktion med alkaliska reagenser

Krom löser sig inte i vattenlösningar av alkalier, det reagerar långsamt med alkalismältor för att bilda kromiter och frigöra väte:

2Cr + 6KOH = 2KCrO2 + 2K2O + 3H2.

Reagerar med alkaliska smältor av oxidationsmedel, till exempel kaliumklorat, och krom omvandlas till kaliumkromat:

Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + H2O.

Återvinning av metaller från oxider och salter

Krom är en aktiv metall som kan ersätta metaller från lösningar av deras salter: 2Cr + 3CuCl2 = 2CrCl3 + 3Cu.

Egenskaper hos ett enkelt ämne

Stabil i luften på grund av passivering. Av samma anledning reagerar den inte med svavelsyra och salpetersyra. Vid 2000 °C brinner det och bildar grön krom(III)oxid Cr 2 O 3, som har amfotära egenskaper.

Föreningar av krom med bor (borider Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 2, CrB 4 och Cr 5 B 3), med kol (karbider Cr 23 C 6, Cr 7 C 3 och Cr 3 C 2), syntetiserades med kisel (silicider Cr3Si, Cr5Si3 och CrSi) och kväve (nitrider CrN och Cr2N).

Cr(+2)-föreningar

Oxidationstillståndet +2 motsvarar den basiska oxiden CrO (svart). Cr 2+-salter (blå lösningar) erhålls genom att reducera Cr 3+-salter eller dikromater med zink i ett surt medium ("väte vid tidpunkten för frisättning"):

Alla dessa Cr 2+ salter är starka reduktionsmedel, till den grad att när de står, tränger de undan väte från vatten. Syre i luften, särskilt i en sur miljö, oxiderar Cr 2+, vilket gör att den blå lösningen snabbt blir grön.

Brun eller gul hydroxid Cr(OH) 2 fälls ut när alkalier tillsätts till lösningar av krom(II)-salter.

Kromdihalogenider CrF 2, CrCl 2, CrBr 2 och CrI 2 syntetiserades

Cr(+3)-föreningar

Oxidationstillståndet +3 motsvarar den amfotera oxiden Cr 2 O 3 och hydroxiden Cr (OH) 3 (båda gröna). Detta är det mest stabila oxidationstillståndet för krom. Kromföreningar i detta oxidationstillstånd varierar i färg från smutsig lila (3+ jon) till grön (anjoner finns i koordinationssfären).

Cr 3+ är benägen att bilda dubbla sulfater av formen M I Cr(SO 4) 2 12H 2 O (alun)

Krom(III)hydroxid erhålls genom att reagera ammoniak med lösningar av krom(III)salter:

Cr+3NH+3H2O→Cr(OH)↓+3NH

Du kan använda alkaliska lösningar, men i överskottet bildas ett lösligt hydroxokomplex:

Cr+3OH→Cr(OH)↓

Cr(OH)+3OH→

Genom att smälta Cr 2 O 3 med alkalier erhålls kromiter:

Cr2O3+2NaOH→2NaCrO2+H2O

Okalcinerad krom(III)oxid löser sig i alkaliska lösningar och syror:

Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3H2O

När krom(III)-föreningar oxideras i ett alkaliskt medium, bildas krom(VI)-föreningar:

2Na+3HO→2NaCrO+2NaOH+8HO

Samma sak händer när krom(III)oxid smälts samman med alkali och oxidationsmedel, eller med alkali i luft (smältan får en gul färg):

2Cr2O3+8NaOH+3O2→4Na2CrO4+4H2O

Kromföreningar (+4)[

Genom noggrann nedbrytning av krom(VI)oxid CrO3 under hydrotermiska förhållanden erhålls krom(IV)oxid CrO2, som är ferromagnetisk och har metallisk ledningsförmåga.

Bland kromtetrahalider är CrF 4 stabil, kromtetraklorid CrCl 4 finns endast i ångor.

Kromföreningar (+6)

Oxidationstillståndet +6 motsvarar den sura krom(VI)oxiden CrO 3 och ett antal syror, mellan vilka det råder en jämvikt. De enklaste av dem är krom H 2 CrO 4 och dikrom H 2 Cr 2 O 7 . De bildar två serier av salter: gula kromater respektive orangea dikromater.

Krom(VI)oxid CrO 3 bildas genom interaktion av koncentrerad svavelsyra med lösningar av dikromater. En typisk sur oxid, när den interagerar med vatten bildar den starka instabila kromsyror: krom H 2 CrO 4, dikrom H 2 Cr 2 O 7 och andra isopolsyror med den allmänna formeln H 2 Cr n O 3n+1. En ökning av polymerisationsgraden sker med en minskning av pH, det vill säga en ökning av surheten:

2CrO+2H→Cr2O+H2O

Men om en alkalilösning tillsätts till den orange lösningen av K 2 Cr 2 O 7, blir färgen gul igen när K 2 CrO 4-kromat bildas igen:

Cr2O+2OH→2CrO+HO

Det når inte en hög grad av polymerisation, som sker med volfram och molybden, eftersom polykromsyra sönderdelas till krom(VI)oxid och vatten:

H2CrnO3n+1→H2O+nCrO3

Lösligheten av kromater motsvarar ungefär lösligheten av sulfater. I synnerhet fälls gult bariumkromat BaCrO 4 ut när bariumsalter tillsätts till både kromat- och dikromatlösningar:

Ba+CrO→BaCrO↓

2Ba+CrO+H2O→2BaCrO↓+2H

Bildandet av blodrött, svagt lösligt silverkromat används för att detektera silver i legeringar med analyssyra.

Krompentafluorid CrF 5 och lågstabil kromhexafluorid CrF 6 är kända. Flyktiga kromoxihalider Cr02F2 och Cr02Cl2 (kromylklorid) erhölls också.

Krom(VI)-föreningar är starka oxidationsmedel, till exempel:

K2Cr2O7+14HCl→2CrCl3+2KCl+3Cl2+7H2O

Tillsatsen av väteperoxid, svavelsyra och ett organiskt lösningsmedel (eter) till dikromater leder till bildning av blå kromperoxid CrO 5 L (L är en lösningsmedelsmolekyl), som extraheras in i det organiska skiktet; Denna reaktion används som en analytisk reaktion.