Хром(VI) оксид

Мінерал крокоїт

У вільному стані оксид хрому не зустрічається. Він поширений у складі деяких природних хроматів та дихроматів, зокрема, крокоїту PbCrO₄, хроматиту CaCrO₄ та лопециту K₂Cr₂O₇.

Оксид хрому(VI) являє собою темно-червоні (з фіолетовим відтінком), парамагнітні кристали. При нагріванні вище 250 °C перетворюється на червону пару. За підвищених температур поступово розкладається із виділенням кисню.

Розчинність сполуки у воді мало залежить від температури: при 0 °C розчинність складає 62,2 %, а при 100 °C — 67,9 %.[4]

Оксид хрому синтезують дією води на хроміл хлорид, а також обробкою концентрованих розчинів хроматів, дихроматів надлишком конц. сульфатної або гексафлуоросилікатної кислот.

${\displaystyle \mathrm {CrO_{2}Cl_{2}+H_{2}O\leftrightarrows CrO_{3}+2HCl} }$

${\displaystyle \mathrm {K_{2}CrO_{4}+2H_{2}SO_{4}(conc.){\xrightarrow {75-90^{o}C}}CrO_{3}+2KHSO_{4}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {K_{2}Cr_{2}O_{7}+H_{2}SO_{4}(conc.)\rightarrow 2CrO_{3}+K_{2}SO_{4}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {K_{2}CrO_{4}+H_{2}[SiF_{6}]\rightarrow CrO_{3}+K_{2}[SiF_{6}]+H_{2}O} }$

Оксид хрому є нестійкою сполукою, при нагріванні поетапно розкладається з утворенням оксидів CrO_2,67 (або Cr₃O₈, будова (Cr^V₂Cr^VI)O₈), CrO_2,625 (або Cr₈O₂₁, будова Cr^III₂(Cr₂O₇)₃), CrO_2,5 (або Cr₂O₅), CrO_2,4 (або Cr₅O₁₂, будова Cr^III₂(CrO₄)₃), CrO₂, Cr₂O₃.

${\displaystyle \mathrm {CrO_{3}{\xrightarrow {220^{o}C}}CrO_{2,67}+O_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {CrO_{2,67}{\xrightarrow {280^{o}C}}[CrO_{2,625}+CrO_{2,5}+CrO_{2,4}]+O_{2}{\xrightarrow {370^{o}C}}CrO_{2}+O_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {4CrO_{2}{\xrightarrow {500^{o}C}}2Cr_{2}O_{3}+O_{2}} }$

Проявляє сильні кислотні властивості. Розчиняючись у воді, утворює дихроматну кислоту, а при її концентруванні — трихроматну (H₂Cr₃O₁₀) і тетрахроматну (H₂Cr₄O₁₃) кислоти. При розведенні розчинів ці кислоти можуть деградувати до хроматної.

${\displaystyle \mathrm {nCrO_{3}+H_{2}O{\xrightarrow {}}H_{2}Cr_{n}O_{3n+1}} }$ (n = 2÷4)

Оксид взаємодіє з розчинами лугів та амоніаку:

${\displaystyle \mathrm {CrO_{3}+2NaOH\rightarrow Na_{2}CrO_{4}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2CrO_{3}+2NH_{4}OH\rightarrow (NH_{4})_{2}Cr_{2}O_{7}+H_{2}O} }$

Хлороводень та концентровані розчини хлоридної кислоти утворюють оксидом хрому хроміл хлорид:

${\displaystyle \mathrm {CrO_{3}+2HCl\rightarrow CrO_{2}Cl_{2}+H_{2}O} }$

Взаємодіючи з флуором, утворює хром(V) флуорид:

${\displaystyle \mathrm {2CrO_{3}+5F_{2}{\xrightarrow {>300^{o}C}}2CrF_{5}+3O_{2}} }$

Окиснює багато ковалентих сполук (у розчинах):

${\displaystyle \mathrm {2CrO_{3}+3H_{2}S\rightarrow 2Cr(OH)_{3}+2S\downarrow } }$

Окиснення етанолу оксидом хрому(VI)

Окисні властивості оксиду використовуються в органічній хімії — наприклад, для синтезу альдегідів та кетонів з первинних та вторинних спиртів відповідно. У той час, як реакція із вторинними спиртами зупиняється на стадії утворення кетонів, альдегіди далі окиснюються до карбонових кислот.

${\displaystyle \mathrm {3RCH_{2}OH+4CrO_{3}+12H^{+}\rightarrow 3RCOOH+4Cr^{3+}+9H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {3R^{1}(CHOH)R^{2}+2CrO_{3}+6H^{+}\rightarrow 3R^{1}(CO)R^{2}+2Cr^{3+}+6H_{2}O} }$

Реакція проходить надзвичайно енергійно, можливе навіть самозаймання реакційної суміші.

Оксид хрому — отруйна речовина. При вдиханні оксиду (у газуватому стані) можлива поява болю у горлі, кашлю, утрудненого дихання.

Твердий CrO₃ є дуже їдкою речовиною. Потрапляючи у стравохід, може викликати серйозні опіки рота, горла і шлунку, що призводить до смерті. Може призвести до сильного гастроентериту, судом м'язів, аномальної кровотечі, лихоманки, ураження печінки та гострої ниркової недостатності.

Доза понад 0,6 г є летальною.

Використовується як ефективний окисник у хімічних синтезах та антисептик у медицині. Застосовується як пігмент у виготовленні кераміки та скла.

• Дихромати
• Хромати

• CHROMIUM TRIOXIDE. Hazard information

• CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
• Реми Г. Курс неорганической химии / А. В. Новоселова. — М. : ИИЛ, 1966. — Т. 2. — 833 с. (рос.)
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия: Химия металлов / В. И. Спицын. — М. : "Мир", 1972. — Т. 2. — 871 с. (рос.)
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — М. : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)
• Химический энциклопедический словарь / И. Л. Кнунянц. — М. : Сов. энциклопедия, 1983. — 792 с. (рос.)
• Чирва В. Я., Ярмолюк С. М., Толкачова Н. В., Земляков О. Є. Органічна хімія. — Львів : БаК, 2009. — 996 с. — ISBN 966-7065-87-4.