Хром реагирует в расплаве с сильными окислителями:

2Cr + КClO ₃= Cr ₂O ₃+ КCl (500–700 °C)

2Cr + 3KNO ₃= Cr ₂O ₃+ 3KNO ₂(400–550 °C)

Получениехрома в промышленности – алюминотермия:

Cr ₂O ₃+ 2Al = 2Cr + Al ₂O ₃(800 °C)

и электролиз раствора:

Промышленно важен сплав хрома с железом — феррохром(6O—85 % хрома), его производят восстановлением оксидов, например минерала хромит:

Применяется хром для создания защитных покрытий на других металлах ( хромирование), как компонент механически прочных и коррозионно-стойких сталей.

Гидроксид хрома (III)Cr(ОН) ₃.Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксидCrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо-голубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака. Применяется для синтеза соединений хрома (III).

Уравнения важнейших реакций:

Получение:осаждение гидратом аммиака из растора солей хрома(III):

Cr ³⁺+ 3(NH ₃Н ₂O) = Cr(OH) ₃v + 3NH ₄ ⁺

Хромат калияК ₂CrO ₄.Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде ( желтаяокраска раствора отвечает иону CrO ₄ ^2-), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К ₂Cr ₂O ₇. Окислитель (более слабый, чем К ₂Cr ₂O ₇). Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакцияна ион CrO ₄ ^2-– выпадение желтого осадка хромата бария, разлагающегося в сильнокислотной среде. Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, селективный окислитель, реактив в аналитической химии.

Уравнения важнейших реакций:

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

2К ₂CrO _4(т)+ 16HCl (конц., гор.) = 2CrCl ₃+ ЗCl ₃^ + 8H ₂O + 4КCl

2К ₂CrO ₄+ 2H ₂O + 3H ₂S = 2Cr(OH) ₃v + 3Sv + 4KOH

2К ₂CrO ₄+ 8H ₂O + 3K ₂S = 2K ₃[Cr(OH) ₆] + 3Sv + 4KOH

2К ₂CrO ₄+ 2AgNO ₃= 2KNO ₃+ Ag ₂CrO ₄(красн.)v

Качественная реакция:

К ₂CrO ₄+ ВаCl ₂= 2КCl + ВаCrO ₄v

2BaCrO _4(т)+ 2HCl (разб.) = ВаCr ₂O _7(р)+ ВаCl ₂+ Н ₂O

Получение:спекание хромитас поташом на воздухе:

4(Cr ₂Fe ^II)O ₄+ 8К ₂СO ₃+ 7O ₂= 8К ₂CrO ₄+ 2Fe ₂O ₃+ 8СO ₂ (1000 °C)

Дихромат калияК ₂Cr ₂O ₇.Оксосоль. Техническое название хромпик.Оранжево-красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде ( оранжеваяокраска раствора отвечает иону Cr ₂O ₇ ^2-). В щелочной среде образует К ₂CrO ₄. Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции– синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н ₂O ₂, синее окрашивание водного раствора при действии атомарного водорода.

Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, компонент пиротехнических составов, реагент в аналитической химии, ингибитор коррозии металлов, в смеси с H ₂SO ₄(конц.) – для мытья химической посуды.

Уравнения важнейших реакций:

6.2. Марганец

Марганец– элемент 4-го периода и VIIB-группы Периодической системы, порядковый номер 25. Электронная формула атома [ ₁₈Ar]3d ⁵4s ²; характерные степени окисления +VII, +VI, +IV, +II и 0.

Шкала степеней окисления марганца:

По электроотрицательности (1,60) марганец занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, К, Са, Mg) и неметаллами (F, О, N, Cl). Соединения Mn ^II– оксид и гидроксид – проявляют основные свойства, соединения Mn ^IIIи Mn ^IV– амфотерные свойства, для соединений Mn ^VIи Mn ^VIIхарактерно почти полное преобладание кислотных свойств. Марганец образует многочисленные соли и бинарные соединения.

В природе – четырнадцатый по химической распространенности элемент (восьмой среди металлов; второй, после железа, тяжелый металл).

МарганецMn.Серебристо-белый (с серым оттенком) металл, более твердый и хрупкий по сравнению с железом. В виде мелкого порошка пирофорен. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в воде, поглощает водород, но не реагирует с ним.

При нагревании сгорает в кислороде воздуха, реагирует с хлором и серой:

В ряду напряжений марганец стоит левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H ₂SO ₄вытесняет водород:

Mn (порошок) + 2H ⁺= Mn ²⁺+ Н ₂^

Взаимодействует с кислотами-окислителями при нагревании, также образуя соли марганца (II):

Mn + 2H ₂SO ₄(конц.) = MnSO ₄+ SO ₂^ + 2Н ₂O

ЗMn + 8HNO ₃(разб.) = 3Mn(NO ₃) ₂+ 2NO^ + 4Н ₂O

Получениемарганца в промышленности– восстановление пиролюзитаMnO ₂или гаусманита(Mn ^IIMn ₂ ^III)O ₄коксом или алюминием:

MnO ₂+ С (кокс) = Mn+ СO ₂ (600 °C)

3(Mn ^IIMn ₂ ^III)O ₄+ 8Al = 9 Mn+ 4Al ₂O ₃ (700–900 °C)

Наиболее чистый марганец выделяют электролизом раствора из солей марганца(II), например:

Промышленно важен сплав с железом — ферромарганец(> 70 % Mn), его получают восстановлением оксидных руд марганца и железа.

Применяется марганец для изготовления специальных и тугоплавких сплавов, зеркального чугуна и марганцевых твердых сталей, в качестве катализатора в органическом синтезе.

Оксид марганца (IV)MnO ₂.Черный, с коричневым оттенком, при нагревании разлагается. Из раствора осаждается в виде черного гидрата MnO ₂nН ₂O. Не проявляет амфотерных свойств в силу малой реакционной способности по отношению к воде, разбавленным кислотам НCl и H ₂SO ₄, азотной кислоте и щелочам в растворе. Типичный окислитель в растворе и расплаве, менее характерны свойства восстановителя.