Открытие хрома относится к периоду бурного развития химико-аналитических исследований солей и минералов. В России химики проявляли особый интерес к анализу минералов, найденных в Сибири и почти неизвестных в Западной Европе. Одним из таких минералов была сибирская красная свинцовая руда (крокоит), описанная еще Ломоносовым. Минерал исследовался, но ничего, кроме окислов свинца, железа и алюминия в нем не было найдено. Однако в 1797 году Вокелен, прокипятив тонко измельченный образец минерала с поташом и осадив карбонат свинца, получил раствор, окрашенный в оранжево – красный цвет. Из этого раствора он выкристаллизовал рубиново-красную соль, из которой выделили окисел и свободный металл, отличный от всех известных металлов. Вокелен назвал его Хром ( Chrome ) от греческого слова - окраска, цвет; правда здесь имелось в виду свойство не металла, а его ярко окрашенных солей .

Нахождение в природе.

Важнейшей рудой хрома, имеющей практическое значение, является хромит, приблизительный состав которого отвечает формуле FeCrO 4.

Он встречается в Малой Азии, на Урале, в Северной Америке, на юге Африки. Техническое значение имеет также вышеназванный минерал крокоит – PbCrO 4 . В природе встречаются также оксид хрома (3) и некоторые другие его соединения. В земной коре содержание хрома в пересчете на металл составляет 0,03%. Хром обнаружен на Солнце, звездах, метеоритах.

Физические свойства .

Хром – белый, твердый и хрупкий металл, исключительно химически стойкий к воздействию кислот и щелочей. На воздухе он окисляется, имеет на поверхности тонкую прозрачную пленку оксида. Хром имеет плотность 7,1 г/см 3 , его температура плавления составляет +1875 0 С.

Получение.

При сильном нагреве хромистого железняка с углем происходит восстановление хрома и железа:

FeO * Cr 2 O 3 + 4C = 2Cr + Fe + 4CO

В результате этой реакции образуется сплав хрома с железом, отличающийся высокой прочностью. Для получения чистого хрома, его восстанавливают из оксида хрома(3) алюминием:

Cr 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Cr

В данном процессе обычно используют два оксида – Cr 2 O 3 и CrO 3

Химические свойства.

Благодаря тонкой защитной пленке оксида, покрывающей поверхность хрома, он весьма устойчив к воздействию агрессивных кислот и щелочей. Хром не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотами, а также с фосфорной кислотой. Со щелочами хром вступает во взаимодействие при t = 600-700 о C. Однако хром взаимодействует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя водород:

2Cr + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2
2Cr + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2

При высокой температуре хром горит в кислороде, образуя оксид(III).

Раскаленный хром реагирует с парами воды:

2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

Хром при высокой температуре реагирует также с галогенами, галоген - водородами, серой, азотом, фосфором, углем, кремнием, бором, например:

Cr + 2HF = CrF 2 + H 2
2Cr + N2 = 2CrN
2Cr + 3S = Cr 2 S 3
Cr + Si = CrSi

Вышеуказанные физические и химические свойства хрома нашли свое применение в различных областях науки и техники. Так, например, хром и его сплавы используются для получения высокопрочных, коррозионно-стойких покрытий в машиностроении. Сплавы в виде феррохрома используются в качестве металлорежущих инструментов. Хромированные сплавы нашли применение в медицинской технике, при изготовлении химического технологического оборудования.

Положение хрома в периодической системе химических элементов:

Хром возглавляет побочную подгруппу VI группы периодической системы элементов. Его электронная формула следующая:

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

В заполнении орбиталей электронами у атома хрома нарушается закономерность, согласно которой сначала должна была бы заполнятся 4S – орбиталь до состояния 4S 2 . Однако, вследствие того, что 3d – орбиталь занимает в атоме хрома более выгодное энергетическое положение, происходит ее заполнение до значения 4d 5 . Такое явление наблюдается у атомов некоторых других элементов побочных подгрупп. Хром может проявлять степени окисления от +1 до +6. Наиболее устойчивыми являются cоединения хрома со степенями окисления +2, +3, +6.

Соединения двухвалентного хрома.

Оксид хрома (II) CrO – пирофорный черный порошок (пирофорность – способность в тонкораздробленном состоянии воспламенятся на воздухе). CrO растворяется в разбавленной соляной кислоте:

CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O

На воздухе при нагревании свыше 100 0 С CrO превращается в Cr 2 O 3 .

Соли двухвалентного хрома образуются при растворении металлического хрома в кислотах. Эти реакции проходят в атмосфере малоактивного газа (например H 2), т.к. в присутствии воздуха легко происходит окисление Cr(II) до Cr(III).

Гидроксид хрома получают в виде желтого осадка при действии раствора щелочи на хлорид хрома (II):

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

Cr(OH) 2 обладает основными свойствами, является восстановителем. Гидратированный ион Cr2+ окрашен в бледно – голубой цвет. Водный раствор CrCl 2 имеет синюю окраску. На воздухе в водных растворах соединения Cr(II) переходят в соединения Cr(III). Особенно это ярко выражается у гидроксида Cr(II):

4Cr(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Cr(OH) 3

Соединения трехвалентного хрома.

Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 – тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду. В лаборатории его можно получить нагреванием дихромата аммония:

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

Cr 2 O 3 – амфотерный оксид, при сплавлении со щелочами образует хромиты: Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Гидроксид хрома также является амфотерным соединением:

Cr(OH) 3 + HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
Cr(OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O

Безводный CrCl 3 имеет вид листочков темно-фиолетового цвета, совершенно нерастворим в холодной воде, при кипячении он растворяется очень медленно. Безводный сульфат хрома (III) Cr 2 (SO 4) 3 розового цвета, также плохо растворим в воде. В присутствии восстановителей образует фиолетовый сульфат хрома Cr 2 (SO 4) 3 *18H 2 O. Известны также зеленые гидраты сульфата хрома, содержащие меньшее количество воды. Хромовые квасцы KCr(SO 4) 2 *12H 2 O выкристаллизовываются из растворов, содержащих фиолетовый сульфат хрома и сульфат калия. Раствор хромовых квасцов при нагревании становится зеленым благодаря образованию сульфатов.

Реакции с хромом и его соединениями

Почти все соединения хрома и их растворы интенсивно окрашены. Имея бесцветный раствор или белый осадок, мы можем с большой долей вероятности сделать вывод об отсутствии хрома.

1. Сильно нагреем в пламени горелки на фарфоровой чашке такое количество бихромата калия, которое поместится на кончике ножа. Соль не выделит кристаллизационной воды, а расплавится при температуре около 400 0 С с образование темной жидкости. Погреем ее еще несколько минут на сильном пламени. После охлаждения на черепке образуется зеленый осадок. Часть его растворим в воде (она приобретает желтый цвет), а другую часть оставим на черепке. Соль при нагревании разложилась, в результате образовался растворимый желтый хромат калия K 2 CrO 4 и зеленый Cr 2 O 3 .
2. Растворим 3г порошкообразного бихромата калия в 50мл воды. К одной части добавим немного карбоната калия. Он растворится с выделением CO 2 , а окраска раствора станет светло – желтой. Из бихромата калия образуется хромат. Если теперь по порциям добавить 50% раствор серной кислоты, то снова появится красно – желтая окраска бихромата.
3. Нальем в пробирку 5мл. раствора бихромата калия, прокипятим с 3мл концентрированной соляной кислоты под тягой. Из раствора выделяется желто-зеленый ядовитый газообразный хлор, потому, что хромат окислит HCl до Cl 2 и H 2 O. Сам хромат превратится в зеленый хлорид трехвалентного хрома. Его можно выделить выпариванием раствора, а потом, сплавив с содой и селитрой, перевести в хромат.
4. При добавлении раствора нитрата свинца выпадает желтый хромат свинца; при взаимодействии с раствором нитрата серебра образуется красно – коричневый осадок хромата серебра.
5. Добавим пероксид водорода к раствору бихромата калия и подкислим раствор серной кислотой. Раствор приобретает глубокий синий цвет благодаря образованию пероксида хрома. Пероксид при взбалтывании с некоторым количеством эфира перейдет в органический растворитель и окрасит его в голубой цвет. Данная реакция специфична для хрома и очень чувствительна. С ее помощью можно обнаружить хром в металлах и сплавах. Прежде всего необходимо растворить металл. При длительном кипячении с 30% - ной серной кислотой (можно добавить и соляную кислоту) хром и многие стали частично растворяются. Полученный раствор содержит сульфат хрома (III). Чтобы можно было провести реакцию обнаружения, сначала нейтрализуем его едким натром. В осадок выпадает серо-зеленый гидроксид хрома (III), который растворится в избытке NaOH и образует зеленый хромит натрия. Профильтруем раствор и добавим 30% -ый пероксид водорода. При нагревании раствор окрасится в желтый цвет, так как хромит окислится до хромата. Подкисление приведет к появлению голубой окраски раствора. Окрашенное соединение можно экстрагировать, встряхивая с эфиром.

Аналитические реакции на ионы хрома.

1. К 3-4 каплям раствора хлорида хрома CrCl 3 прибавьте 2М раствор NaOH до растворения первоначально выпавшего осадка. Обратите внимание на цвет образовавшегося хромита натрия. Нагрейте полученный раствор на водяно бане. Что при этом происходит?
2. К 2-3 каплям р-ра CrCl 3 прибавьте равный объем 8М раствора NaOH и 3-4 капли 3% р-ра H 2 O 2 . Нагрейте реакционную смесь на водяной бане. Что при этом происходит? Какой осадок образуется, если полученный окрашеный раствор нейтрализовать, добавить к нему CH 3 COOH, а затем Pb(NO 3) 2 ?
3. Налейте в пробирку по 4-5 капель растворов сульфата хрома Cr 2 (SO 4) 3 , IMH 2 SO 4 и KMnO 4 . Нагрейте реакционную смест в течение нескольких минут на водяной бане. Обратите внимание на изменение окраски раствора. Чем оно вызвано?
4. К 3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K 2 Cr 2 O 7 прибавьте 2-3 капли раствора H 2 O 2 и перемешайте. Появляющиеся синее окрашивание раствора обусловлено возникновением надхромовой кислоты H 2 CrO 6:

Cr 2 O 7 2- + 4H 2 O 2 + 2H + = 2H 2 CrO 6 + 3H 2 O

Обратите внимание на на быстрое разложение H 2 CrO 6:

2H 2 CrO 6 + 8H+ = 2Cr 3+ + 3O 2 + 6H 2 O
синий цвет зеленый цвет

Надхромовая кислота значительно более устойчива в органических растворителях.

1. К 3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K 2 Cr 2 O 7 прибавьте 5 капель изоамилового спирта, 2-3 капли раствора H 2 O 2 и взболтайте реакционную смесь. Всплывающий на верх слой органического растворителя окрашен в ярко-синий цвет. Окраска исчезает очень медленно. Сравните устойчивость H 2 CrO 6 в органической и водных фазах.
2. При взаимодействии CrO 4 2- и ионами Ba 2+ выпадает желтый осадок хромата бария BaCrO 4 .
3. Нитрат серебра образует с ионами CrO 4 2- осадок хромата серебра кирпично-красного цвета.
4. Возьмите три пробирки. В одну из них поместите 5- 6 капель раствора K 2 Cr 2 O 7 , во вторую – такой же объем раствора K 2 CrO 4 , а в третью – по три капли обоих растворов. Затем добавте в каждую пробирку по три капли раствора иодида калия. Объясните полученный результат. Подкислите раствор во второй пробирке. Что при этом происходит? Почему?

Занимательные опыты с соединениями хрома

1. Смесь CuSO 4 и K 2 Cr 2 O 7 при добавлении щелочи становится зеленой, а в присутствии кислоты становится желтой. Нагревая 2мг глицерина с небольшим количеством (NH 4) 2 Cr 2 O 7 с последующим добавлением спирта, после фильтрования получается ярко-зеленый раствор, который при добавлении кислоты становится желтым, а в нейтральной или щелочной среде становится зеленым.
2. Поместить в центр консервной банки с термитом «рубиновую смесь» - тщательно растертый и помещенный в алюминиевую фольгу Al 2 O 3 (4,75г) с добавкой Cr 2 O 3 (0,25г). Чтобы банка подольше не остывала, необходимо закопать под верхний обрез в песок, а после поджигания термита и начала реакции, накрыть ее железным листом и засыпать песком. Банку выкопать через сутки. В итоге образуется красно – рубиновый порошок.
3. 10г бихромата калия растирают с 5г нитрата натрия или калия и 10г сахара. Смесь увлажняют и смешивают с коллодием. Если порошок спрессовать в стеклянной трубке, а затем вытолкнуть палочку и поджечь ее с торца, то начнет выползать «змея», сначала черная, а после охлаждения - зеленая. Палочка диаметром 4 мм горит со скоростью около 2мм в секунду и удлиняется в 10 раз.
4. Если смешать растворы сульфата меди и дихромата калия и добавить немного раствора аммиака, то выпадет аморфный коричневый осадок состава 4СuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O, который растворяется в соляной кислоте с образованием желтого раствора, а в избытке аммиака получается зеленый раствор. Если далее к этому раствору добавить спирт, то выпадет зеленый осадок, который после фильтрации становится синим, а после высушивания – сине-фиолетовым с красными блестками, хорошо видимыми при сильном освещении.
5. Оставшийся после опытов «вулкан» или «фараоновы змеи» оксид хрома можно регенерировать. Для этого надо сплавить 8г Cr 2 O 3 и 2г Na 2 CO 3 и 2,5г KNO 3 и обработать остывший сплав кипятком. Получается растворимый хромат, который можно превратить и в другие соединения Cr(II) и Cr(VI), в том числе и исходный дихромат аммония.

Примеры окислительно – восстановительных переходов с участием хрома и его соединений

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 Oб) Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
в) 2NaCrO 2 + 3Br 2 + 8NaOH = 6NaBr +2Na 2 CrO 4 + 4H 2 O
г) 2Na 2 CrO 4 + 2HCl = Na 2 Cr 2 O 7 + 2NaCl + H 2 O

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

а) 2Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
б) Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
в) 2CrCl 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 O = K 2 Cr 2 O 7 + 2Mn(OH) 2 + 6HCl
г) K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O

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

а) CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
б) CrO + H 2 O = Cr(OH) 2
в) Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
г) Cr(OH) 3 + 3HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
д) 4Сr(NO 3) 3 = 2Cr 2 O 3 + 12NO 2 + O 2
е) Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Элемент хром в роли художника

Химики довольно часто обращались к проблеме создания искусственных пигментов для живописи. В XVIII-XIXвв была разработана технология получения многих живописных материалов. Луи Никола Воклен в 1797г., обнаруживший в сибирской красной руде ранее неизвестный элемент хром, приготовил новую, замечательно устойчивую краску – хромовую зелень. Хромофором ее является водный оксид хрома (III). Под названием « изумрудная зеленая» ее начали выпускать в 1837 году. Позже Л.Вокелен предложил несколько новых красок: баритовую, цинковую и хромовые желтые. Со временем они были вытеснены более стойкими желтыми, оранжевыми пигментами на основе кадмия.

Зеленая хромовая – самая прочная и светостойкая краска, не поддающаяся воздействию атмосферных газов. Растертая на масле хромовая зелень обладает большой кроющей силой и способна к быстрому высыханию, поэтому с XIX в. ее широко применяют в живописи. Огромное значение она имеет в росписи фарфора. Дело в том, что фарфоровые изделия могут декорироваться как подглазурной, так и надглазурной росписью. В первом случае краски наносят на поверхность лишь слегка обожженного изделия, которое затем покрывают слоем глазури. Далее следует основной, высокотемпературный обжиг: для спекания фарфоровой массы и оплавления глазури изделия нагревают до 1350 – 1450 0 С. Столь высокую температуру без химических изменений выдерживают очень немногие краски, а в старину таких вообще было только две – кобальтовая и хромовая. Черный оксид кобальта, нанесенный на поверхность фарфорового изделия, при обжиге сплавляется с глазурью, химически взаимодействуя с ней. В результате образуются ярко-синие силикаты кобальта. Такую декарированную кобальтом синюю фарфоровую посуду все хорошо знают. Оксид хрома (III) не взаимодействует химически с компонентами глазури и просто залегает между фарфоровыми черепками и прозрачной глазурью «глухим» слоем.

Помимо хромовой зелени художники применяют краски, полученные из волконскоита. Этот минерал из группы монтмориллонитов (глинистый минерал подкласса сложных силикатов Na(Mo,Al), Si 4 O 10 (OH) 2 был обнаружен в 1830г. русским минералогом Кеммерером и назван в честь М.Н Волконской – дочери героя битвы при Бородино генерала Н.Н. Раевского, жены декабриста С.Г.Волконского. Волконскоит представляет собой глину, содержащую до 24% оксида хрома, а так же оксиды аллюминея и железа (III). Непостоянство состава минерала, встечающегося на Урале, в Пермской и Кировской областях, обусловливает его разнообразную окраску – от цвета зимней потемневшей пихты до ярко-зеленого цвета болотной лягушки.

Пабло Пикассо обращался к геологам нашей страны с просьбой изучить запасы волконскоита, дающего краску неповторимо свежего тона. В настоящее время разработан способ получения искусственного волконскоита. Интересно отметить, что по данным современных исследований, русские иконописцы использовали краски из этого материала еще в средние века, задолго до его «официального» открытия. Известной популярностью пользовалась у художников и зелень Гинье (создана в 1837г.), хромоформ которой является гидрат окиси хрома Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, где часть воды химически связана, а часть адсорбирована. Этот пигмент придает краске изумрудный оттенок.

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

«Национальный исследовательский Томский политехнический Университет»

Институт природных ресурсов Геоэкология и геохимия

Хром

По дисциплине:

Химия

Выполнил:

студент группы 2Г41 Ткачева Анастасия Владимировна 29.10.2014

Проверил:

преподаватель Стась Николай Федорович

Положение в периодической системе

Хром - элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium ). Простое вещество хром - твёрдый металлголубовато-белого цвета. Хром иногда относят к чёрным металлам.

Строение атома

17 Cl)2)8)7 - схема строения атома

1s2s2p3s3p- электронная формула

Атом располагается в III периоде, и имеет три энергетических уровня

Атом располагается в VII в группе, в главной подгруппе – на внешнем энергетическом уровне 7 электронов

Свойства элемента

Физические свойства

Хром - белый блестящий металл с кубической объемно-центрированной решеткой, а = 0,28845 нм, отличающийся твердостью и хрупкостью, с плотностью 7,2 г/см 3 , один из самых твердых чистых металлов (уступает только бериллию, вольфраму и урану), с температурой плавления 1903 град. И с температурой кипения около 2570 град. С. На воздухе поверхность хрома покрывается оксидной пленкой, которая предохраняет его от дальнейшего окисления. Добавка углерода к хрому еще больше увеличивает его твердость.

Химические свойства

Хром при обычных условиях – инертный металл, при нагревании становится довольно активным.

Взаимодействие с неметаллами

При нагревании выше 600°С хром сгорает в кислороде:

4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3 .

С фтором реагирует при 350°С, с хлором – при 300°С, с бромом – при температуре красного каления, образуя галогениды хрома (III):

2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3 .

С азотом реагирует при температуре выше 1000°С с образованием нитридов:

2Cr + N 2 = 2CrN

или 4Cr + N 2 = 2Cr 2 N.

2Cr + 3S = Cr 2 S 3 .

Реагирует с бором, углеродом и кремнием с образованием боридов, карбидов и силицидов:

Cr + 2B = CrB 2 (возможно образование Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 4),

2Cr + 3C = Cr 2 C 3 (возможно образование Cr 23 C 6 , Cr 7 B 3),

Cr + 2Si = CrSi 2 (возможно образование Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 , CrSi).

С водородом непосредственно не взаимодействует.

Взаимодействие с водой

В тонкоизмельченном раскаленном состоянии хром реагирует с водой, образуя оксид хрома (III) и водород:

2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов хром находится до водорода, он вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот:

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 ;

Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 .

В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O.

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты:

2Cr + 6H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O;

Cr + 6HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Взаимодействие с щелочными реагентами

В водных растворах щелочей хром не растворяется, медленно реагирует с расплавами щелочей с образованием хромитов и выделением водорода:

2Cr + 6KOH = 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2 .

Реагирует с щелочными расплавами окислителей, например хлоратом калия, при этом хром переходит в хромат калия:

Cr + KClO 3 + 2KOH = K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O.

Восстановление металлов из оксидов и солей

Хром – активный металл, способен вытеснять металлы из растворов их солей: 2Cr + 3CuCl 2 = 2CrCl 3 + 3Cu.

Свойства простого вещества

Устойчив на воздухе за счёт пассивирования. По этой же причине не реагирует с серной и азотной кислотами. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома(III) Cr 2 O 3 , обладающего амфотерными свойствами.

Синтезированы соединения хрома с бором (бориды Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 2 , CrB 4 и Cr 5 B 3), с углеродом (карбиды Cr 23 C 6 , Cr 7 C 3 и Cr 3 C 2), c кремнием (силициды Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 и CrSi) и азотом (нитриды CrN и Cr 2 N).

Соединения Cr(+2)

Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr 2+ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr 3+ или дихроматов цинком в кислой среде («водородом в момент выделения»):

Все эти соли Cr 2+ - сильные восстановители вплоть до того, что при стоянии вытесняют водород из воды. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr 2+ окисляется, в результате чего голубой раствор быстро зеленеет.

Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH) 2 осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II).

Синтезированы дигалогениды хрома CrF 2 , CrCl 2 , CrBr 2 и CrI 2

Соединения Cr(+3)

Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr 2 O 3 и гидроксид Cr(OH) 3 (оба - зелёного цвета). Это - наиболее устойчивая степень окисления хрома. Соединения хрома в этой степени окисления имеют цвет от грязно-лилового (ион 3+) до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы).

Cr 3+ склонен к образованию двойных сульфатов вида M I Cr(SO 4) 2 ·12H 2 O (квасцов)

Гидроксид хрома (III) получают, действуя аммиаком на растворы солей хрома (III):

Cr+3NH+3H2O→Cr(OH)↓+3NH

Можно использовать растворы щелочей, но в их избытке образуется растворимый гидроксокомплекс:

Cr+3OH→Cr(OH)↓

Cr(OH)+3OH→

Сплавляя Cr 2 O 3 со щелочами получают хромиты:

Cr2O3+2NaOH→2NaCrO2+H2O

Непрокаленный оксид хрома(III) растворяется в щелочных растворах и в кислотах:

Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3H2O

При окислении соединений хрома(III) в щелочной среде образуются соединения хрома(VI):

2Na+3HO→2NaCrO+2NaOH+8HO

То же самое происходит при сплавлении оксида хрома (III) со щелочью и окислителями, или со щелочью на воздухе (расплав при этом приобретает жёлтую окраску):

2Cr2O3+8NaOH+3O2→4Na2CrO4+4H2O

Соединения хрома (+4) [

При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO 3 в гидротермальных условиях получают оксид хрома(IV) CrO 2 , который является ферромагнетикоми обладает металлической проводимостью.

Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF 4 , тетрахлорид хрома CrCl 4 существует только в парах.

Соединения хрома (+6)

Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид хрома (VI) CrO 3 и целый ряд кислот, между которыми существует равновесие. Простейшие из них - хромовая H 2 CrO 4 и двухромовая H 2 Cr 2 O 7 . Они образуют два ряда солей: желтые хроматы и оранжевые дихроматы соответственно.

Оксид хрома (VI) CrO 3 образуется при взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H 2 CrO 4 , дихромовую H 2 Cr 2 O 7 и другие изополикислоты с общей формулой H 2 Cr n O 3n+1 . Увеличение степени полимеризации происходит с уменьшением рН, то есть увеличением кислотности.

Хром (Cr) — элемент с атомным номером 24 и атомной массой 51,996 побочной подгруппы шестой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Хром — твёрдый металл голубовато-белого цвета. Обладает высокой химической стойкостью. При комнатной температуре Cr стоек к воде и к воздуху. Этот элемент является одним из важнейших металлов, используемых в промышленном легировании сталей. Соединения хрома имеют яркую окраску различных цветов, за что, собственно, он и получил свое название. Ведь в переводе с греческого «хром» означает «краска».

Известно 24 изотопа хрома с 42Cr по 66Cr. Стабильные природные изотопы 50Cr (4,31 %), 52Cr (87,76 %), 53Cr (9,55 %) и 54Cr (2,38 %). Из шести искусственных радиоактивных изотопов наиболее важен 51Cr с периодом полураспада 27,8 суток. Он применяется, как изотопный индикатор.

В отличие от металлов древности (золото, серебро, медь, железо, олово и свинец) хром имеет своего «первооткрывателя». В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был найден минерал, который получил название «сибирский красный свинец» — PbCrO4. В 1797 году Л. Н. Вокленом в минерале крокоите — природном хромате свинца, был обнаружен элемент № 24. Примерно в то же время (1798 год) независимо от Воклена хром был открыт немецкими учеными М. Г. Клапротом и Ловицем в образце тяжелого черного минерала (это был хромит FeCr2O4), найденного на Урале. Позднее в 1799 Ф. Тассерт обнаружил новый металл в том же минерале, найденном на юго-востоке Франции. Считается, что именно Тассерту впервые удалось получить относительно чистый металлический хром.

Металлический хром используют для хромирования, а также в качестве одного из важнейших компонентов легированных сталей (в частности нержавеющих). Кроме того, хром нашел применение в ряде других сплавов (кислотоупорных и жаропрочных сталях). Ведь введение этого металла в сталь повышает ее устойчивость против коррозии как в водных средах при обычных температурах, так и в газах при повышенных температурах. Хромистым сталям присуща повышенная твердость. Хром применяют в термохромировании — процесс, при котором защитное действие Cr обусловлено образованием на поверхности стали тонкой, но прочной оксидной пленки, препятствующей взаимодействию металла с окружающей средой.

Широкое применение нашли и соединения хрома, так хромиты успешно используются в огнеупорной промышленности: магнезитохромитовым кирпичом футеруют мартеновские печи и другое металлургическое оборудование.

Хром - один из биогенных элементов, которые постоянно входят в состав тканей растений и животных. Растения содержат хром в листьях, где он присутствует в виде низкомолекулярного комплекса, не связанного с субклеточными структурами. До сих пор ученые не смогли доказать необходимость этого элемента для растений. Однако у животных Cr участвует в обмене липидов, белков (входит в состав фермента трипсина), углеводов (структурный компонент глюкозоустойчивого фактора). Известно, что в биохимических процессах участвует исключительно трехвалентный хром. Как и большинство других важных биогенных элементов, хром проникает в организм животного или человека посредством пищи. Понижение этого микроэлемента в организме приводит к замедлению роста, резкому увеличению уровня холестерина в крови и снижению чувствительности периферийных тканей к инсулину.

В тоже время в чистом виде хром весьма токсичен — металлическая пыль Cr раздражает ткани легких, соединения хрома (III) вызывают дерматиты. Соединения хрома (VI) приводят к разным заболеваниям человека, в том числе и онкологическим.

Биологические свойства

Хром - важный биогенный элемент, непременно входящий в состав тканей растений, животных и человека. Среднее содержание этого элемента в растениях – 0,0005 %, причем практически весь он накапливается в корнях (92-95 %), остальная доля содержится в листьях. Высшие растения не переносят концентрации этого металла выше 3∙10-4 моль/л. У животных содержание хрома составляет от десятитысячных до десятимиллионных долей процента. Зато в планктоне коэффициент накопления хрома поразителен — 10 000-26 000. Во взрослом человеческом организме содержание Cr колеблется от 6 до 12 мг. Причем достаточно точно физиологическая потребность в хроме для человека не установлена. Она во многом зависит от рациона – при употреблении пищи с высоким содержанием сахара, потребность организма в хроме возрастает. Принято считать, что человеку требуется в сутки примерно 20–300 мкг этого элемента. Как и другие биогенные элементы, хром способен накапливаться в тканях организма, особенно в волосах. Именно в них содержание хрома указывает на степень обеспеченности организма этим металлом. К сожалению, с возрастом «запасы» хрома в тканях истощаются, исключением являются легкие.

Хром участвует в обмене липидов, белков (присутствует в составе фермента трипсина), углеводов (является структурным компонентом глюкозоустойчивого фактора). Этот фактор обеспечивает взаимодействие клеточных рецепторов с инсулином, уменьшая, тем самым, потребность в нем организма. Фактора толерантности к глюкозе (GTF) усиливает действие инсулина во всех метаболических процессах с его участием. Кроме того, хром принимает участие в регуляции обмена холестерина и является активатором некоторых ферментов.

Основной источник поступления хрома в организм животных и человека - пища. Ученые установили, что в растительной пище концентрация хрома значительно ниже, чем в животной. Наиболее богаты хромом пивные дрожжи, мясо, печень, бобовые и цельное необработанное зерно. Снижение содержания этого металла в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови, снижению чувствительности периферийных тканей к инсулину (диабетоподобное состояние). Кроме того, возрастает риск развития атеросклероза и нарушения высшей нервной деятельности.

Однако уже при концентрациях в доли миллиграмма на кубический метр в атмосфере все соединения хрома оказывают токсическое действие на организм. Отравления хромом и его соединениями часты при их производстве, в машиностроении, металлургии, в текстильной промышленности. Степень ядовитости хрома зависит от химической структуры его соединений - дихроматы токсичнее хроматов, соединения Cr+6 токсичнее соединений Cr+2 и Cr+3. Признаки отравления проявляются ощущением сухости и болью в носовой полости, острым першением в горле, затруднением дыхания, кашлем и подобными признаками. При небольшом избытке паров или пыли хрома признаки отравления проходят вскоре после прекращения работы в цеху. При длительном постоянном контакте с соединениями хрома появляются признаки хронического отравления - слабость, постоянные головные боли, потеря в весе, диспепсия. Начинаются нарушения в работе желудочно-кишечного тракта, поджелудочной железы, печени. Развиваются бронхит, бронхиальная астма, пневмосклероз. Появляются кожные заболевания - дерматиты, экземы. Кроме того, соединения хрома - опасные канцерогены, способные накапливаться в тканях организма, вызывая раковые заболевания.

Профилактикой отравлений являются периодические медицинские осмотры персонала, работающего с хромом и его соединениями; установка вентиляции, средств пылеподавления и пылеулавливания; использование рабочими средств индивидуальной защиты (респираторы, перчатки).

Корень «хром» в своем понятии «цвет», «краска» входит в состав многих слов, используемых в самых разнообразных областях: науке, технике и даже музыке. Так многие названия фотопленок содержат этот корень: «ортохром», «панхром», «изопанхром» и другие. Слово «хромосома» состоит из двух греческих слов: «хромо» и «сома». Дословно это можно перевести, как «окрашенное тело» или «тело, которое окрашивается». Структурный элемент хромосомы, формирующийся в интерфазе ядра клетки в результате удвоения хромосом, называется «хроматида». «Хроматин» - вещество хромасом, находящееся в ядрах растительных и животных клеток, которое интенсивно окрашивается ядерными красителями. «Хроматофоры» - пигментные клетки у животных и человека. В музыке используется понятие «хроматическая гамма». «Хромка» - один из видов русской гармони. В оптике существуют понятия «хроматическая абберация» и «хроматическая поляризация». «Хроматография» - физико-химический метод разделения и анализа смесей. «Хромоскоп» - прибор для получения цветного изображения путем оптического совмещения двух или трех цветоотделенных фотографических изображений, освещаемых через специально подобранные различно окрашенные светофильтры.

Наиболее ядовитым является оксид хрома (VI) CrO3, он относится к I классу опасности. Смертельная доза для человека (перорально) 0,6 г. Этиловый спирт при соприкосновении со свежеприготовленным CrO3 воспламеняется!

Самая распространенная марка нержавеющей стали содержит 18 % Cr, 8 % Ni, около 0,1 % C. Она великолепно противостоит коррозии и окислению, сохраняют прочность при высоких температурах. Именно из такой стали изготовлены листы, использовавшиеся в строительстве скульптурной группы В.И. Мухиной «Рабочий и колхозница».

Феррохром, используемый в металлургической промышленности при производстве хромистых сталей, в конце IXX века был очень низкого качества. Это связано с низким содержанием в нем хрома — всего 7-8 %. Тогда он именовался «тасманским чугуном» в виду того, что исходная железо-хромовая руда ввозилась из Тасмании.

Ранее упоминалось, что хромовые квасцы используются при дублении кож. Благодаря этому появилось понятие «хромовые» сапоги. Кожа, дубленая соединениями хрома приобретает блеск, лоск и прочность.

Во многих лабораториях используют «хромовую смесь» - смесь насыщенного раствора бихромата калия с концентрированной серной кислотой. Она используется в обезжиривании поверхностей стеклянной и стальной лабораторной посуды. Она окисляет жир и удаляет его остатки. Только обращаться с этой смесью необходимо с осторожностью, ведь это смесь сильной кислоты и сильного окислителя!

В наше время древесина по-прежнему используется, как строительный материал, ведь она недорога и проста в обработке. Но у нее много и отрицательных свойств - подверженность пожарам, грибковым заболеваниям, разрушающим ее. Чтобы избежать всех этих неприятностей дерево пропитывают специальными составами, содержащими хроматы и бихроматы плюс хлорид цинка, сульфат меди, арсенат натрия и некоторые другие вещества. Благодаря таким составам древесина увеличивает свою стойкость к грибкам и бактериям, а также к открытому огню.

Особую нишу хром занял в полиграфии. В 1839 году было установлено, что бумага, пропитанная бихроматом натрия, после освещения ярким светом становится вдруг коричневой. Затем выяснилось, что бихроматные покрытия на бумаге после засвечивания не растворяются в воде, а, будучи смоченными, приобретают синеватый оттенок. Этим свойством воспользовались полиграфисты. Нужный рисунок фотографировали на пластинку с коллоидным покрытием, содержащим бихромат. Засвеченные места при промывке не растворялись, а не засвеченные растворялись, и на пластине оставался рисунок, с которого можно было печатать.

История

История открытия элемента № 24 началась в 1761 году, когда в Березовском руднике (восточное подножье Уральских гор) близ Екатеринбурга был найден необычный красный минерал, который при растирании в пыль давал желтую окраску. Находка принадлежала профессору Петербургского университета Иоганну Готтлобу Леману. Спустя пять лет ученый доставил образцы в город Санкт-Петербург, где провел над ними ряд опытов. В частности он обработал необычные кристаллы соляной кислотой, получив при этом белый осадок, в котором обнаружился свинец. Исходя из полученных результатов, Леман назвал минерал сибирским красным свинцом. Такова история обнаружения крокоита (от греческого «krokos» — шафран) - природного хромата свинца PbCrO4.

Заинтересованный данной находкой Петер Симон Паллас - немецкий естествоиспытатель и путешественник организовал и возглавил экспедицию Петербургской Академии наук в сердце России. В 1770 году экспедиция достигла Урала и посетила Березовский рудник, где были взяты образцы изучаемого минерала. Вот как это описывает сам путешественник: «Этот удивительный красный свинцовый минерал не встречается более ни в одном месторождении. При растирании в порошок становится желтым, и может быть использован в художественной миниатюре». Немецкая предприимчивость преодолела все трудности добычи и доставки крокоита в Европу. Несмотря на то, что эти операции занимали не менее двух лет, вскоре экипажи знатных господ Парижа и Лондона ездили раскрашенные мелко истолченным крокоитом. Коллекции минералогических музеев многих университетов старого света обогатились лучшими образцами этого минерала из русских недр. Однако состав загадочного минерала европейские ученые разгадать никак не могли.

Длилось это на протяжении тридцати лет, пока образец сибирского красного свинца не попал в руки профессору химии Парижской минералогической школы Никола Луи Воклену в 1796 году. Проведя анализ крокоита, ученый не обнаружил в нем ничего кроме оксидов железа, свинца и алюминия. В дальнейшем Воклен обработал крокоит раствором поташа (К2CO3) и вслед за осаждением белого осадка карбоната свинца выделил желтый раствор неизвестной соли. Проведя ряд опытов по обработке минерала солями различных металлов, профессор при помощи соляной кислоты выделил раствор «кислоты красного свинца» - окись хрома и воду (хромовая кислота существует только в разбавленных растворах). Выпарив данный раствор, он получил рубиново-красные кристаллы (хромовый ангидрид). Дальнейший нагрев кристаллов в графитовом тигле в присутствии угля дал множество сросшихся серых игольчатых кристаллов - новый до этого времени неизвестный металл. Очередной ряд опытов показал высокую тугоплавкость полученного элемента и его устойчивость к кислотам. Парижская академия наук незамедлительно засвидетельствовала открытие, ученый по настоянию друзей дал имя новому элементу - хром (от греческого «цвет», «окраска») ввиду разнообразия оттенков образуемых им соединений. В дальнейших своих работах Воклен уверенно заявил, что изумрудная окраска некоторых драгоценных камней, а также природных силикатов бериллия и алюминия объясняется примесью в них соединений хрома. Примером может послужить смарагд, который является окрашенным в зеленый цвет берилл, в котором алюминий частично замещен хромом.

Понятно, что Воклен получил не чистый металл, скорее всего его карбиды, что подтверждается игольчатой формой светло-серых кристаллов. Чистый металлический хром позднее был получен Ф. Тассертом, предположительно в 1800 году.

Также, независимо от Воклена, хром обнаружили Клапрот и Ловиц в 1798 году.

Нахождение в природе

В земных недрах хром — довольно распространенный элемент, несмотря на то, что в свободном виде он не встречается. Его кларк (среднее содержание в земной коре) составляет 8,3.10-3 % или 83 г/т. Однако его распределение по породам неравномерно. Этот элемент в основном характерен для мантии Земли, дело в том, что ультраосновные породы (перидотиты), которые, предположительно близки по составу к мантии нашей планеты, наиболее богаты хромом: 2 10-1 % или 2 кг/т. В таких породах Cr образует массивные и вкрапленные руды, с ними связано образование крупнейших месторождений данного элемента. Высоко содержание хрома и в основных породах (базальтах и др.) 2 10-2 % или 200 г/т. Гораздо меньше Cr в кислых породах: 2,5 10-3 %, осадочных (песчаники) - 3,5 10-3 %, глинистые сланцы также содержат хром - 9 10-3 %.

Можно заключить, что хром является типичным литофильным элементом и почти весь заключен в минералах глубокого залегания в недрах Земли.

Различают три основных минерала хрома: магнохромит (Mn, Fe)Cr2O4, хромпикотит (Mg, Fe)(Cr, Al)2O4 и алюмохромит (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4. Эти минералы имеют единое название - хромовая шпинель и общую формулу (Mg, Fe)О (Сr, Al, Fе)2O3. По внешнему виду они неразличимы и их неточно называют «хромиты». Состав их изменчив. Содержание важнейших компонентов колеблется (весовые %): Cr2O3 от 10,5 до 62,0; Al2O3 от 4 до 34,0; Fe2O3 от 1,0 до 18,0; FeO от 7,0 до 24,0; MgO от 10,5 до 33,0; SiO2 от 0,4 до 27,0; примеси TiO2 до 2; V2O5 до 0,2; ZnO до 5; MnO до 1. В некоторых хромовых рудах содержится 0,1-0,2 г\т элементов группы платины и до 0,2 г\т золота.

Помимо различных хромитов, хром входит в состав ряда других минералов - хромвезувиана, хромового хлорита, хромтурмалина, хромовой слюды (фуксита), хромового граната (уваровита) и др., которые нередко сопровождают руды, но сами промышленного значения не имеют. Хром - относительно слабый водный мигрант. В экзогенных условиях хром, как и железо, мигрирует в виде взвесей и может осаждаться в глинах. Наиболее подвижной формой являются хроматы.

Практическое значение имеет, пожалуй, только хромит FeCr2O4, относящийся к шпинелям - изоморфным минералам кубической системы с общей формулой МО Ме2О3, где М - ион двухвалентного металла, а Ме - ион трехвалентного металла. Помимо шпинелидов, хром встречается во многих значительно менее распространенных минералах, например, меланохроите 3PbO 2Cr2O3, вокелените 2(Pb,Cu)CrO4(Pb,Cu)3(PO4)2, тарапакаите K2CrO4, дитцеите CaIO3 CaCrO4 и других.

Хромиты обычно встречаются в виде зернистых масс черного цвета, реже - в виде октаэдрических кристаллов, имеют металлический блеск, залегают в виде сплошных массивов.

На конец XX века запасы хрома (выявленные) в почти полусотне стран мира, имеющих залежи этого металла, составляли 1674 млн. т. Лидирующую позицию занимает Южно Африканская Республика – 1050 млн. т, где основной вклад вносит Бушвелдский комплекс (около 1000 млн. т). Второе место по хромовым ресурсам принадлежит Казахстану, где в Актюбинской области (Кемпирсайский массив) добывают руду очень высокого качества. Другие страны также имеют запасы этого элемента. Турция (в Гулемане), Филлипины на острове Лусон, Финляндия (Кеми), Индия (Сукинда) и др.

Наша страна имеет свои разрабатываемые месторождения хрома – на Урале (Донское, Сарановское, Халиловское, Алапаевское и многие другие). Причем в начале XIX века именно уральские месторождения являлись основными источниками хромовых руд. Лишь в 1827 американец Исаак Тисон обнаружил крупное месторождение хромовой руды на границе Мериленда и Пенсильвании, перехватив монополию добычи на многие годы. В 1848 залежи хромита высокого качества были найдены в Турции, неподалеку от Бурсы, причем вскоре (после истощения Пенсильванского месторождения) именно эта страна перехватила роль монополиста. Это продолжалось до 1906 года, пока не были обнаружены богатые залежи хромитов в ЮАР и Индии.

Применение

Общий объем потребления чистого металлического хрома на сегодняшний день составляет примерно 15 миллионов тонн. На долю производства электролитического хрома — самого чистого - приходится 5 миллионов тонн, что составляет третью часть от общего потребления.

Хром широко используется для легирования сталей и сплавов, придавая им корозионостойкость и жаростойкость. На изготовление таких «суперсплавов» расходуется более 40 % получаемого чистого металла. Наиболее известны сплавы сопротивления - нихромы с содержанием Cr 15-20 %, жаропрочные сплавы - 13-60 % Cr, нержавеющие - 18 % Cr и шарикоподшипниковые стали 1 % Cr. Добавка хрома к обычным сталям улучшает их физические свойства и делает металл более восприимчивым к термической обработке.

Металлический хром используется для хромирования - нанесения на поверхность стальных сплавов тонкого слоя хрома с целью повышения коррозионной стойкости этих сплавов. Хромированное покрытие отлично противостоит воздействию влажного атмосферного воздуха, соленого морского воздуха, воды, азотной и большинства органических кислот. Такие покрытия бывают двух назначений: защитные и декоративные. Толщина защитных покрытий составляет порядка 0,1 мм, они наносятся непосредственно на изделие и придают ему повышенную износостойкость. Декоративные покрытия имеют эстетическое значение, наносятся на слой другого металла (меди или никеля), который собственно выполняет защитную функцию. Толщина такого покрытия всего 0,0002–0,0005 мм.

Соединения хрома также активно используются в различных областях.

Основная хромовая руда - хромит FeCr2O4 используется в производстве огнеупоров. Магнезитохромитовые кирпичи химически пассивны и термостойки, они выдерживают резкие многократные изменения температур, поэтому их используют в конструкциях сводов мартеновских печей и рабочем пространстве других металлургических устройств и сооружений.

Твердость кристаллов оксида хрома (III) - Cr2O3 соизмерима с твердостью корунда, что обеспечило его применение в составах шлифовальных и притирочных паст, используемых в машиностроении, ювелирной, оптической и часовой промышленности. Его также применяют в качестве катализатора гидрирования и дегидрирования некоторых органических соединений. Cr2O3 используется в живописи в виде зеленого пигмента и для окраски стекла.

Хромат калия - K2CrO4 применяется при дублении кож, в качестве протравы в текстильной промышленности, в производстве красителей, при отбеливании воска.

Дихромат калия (хромпик) - K2Cr2O7 также используется при дублении кож, протраве при окрашивании тканей, является ингибитором коррозии металлов и сплавов. Используется при изготовлении спичек и в лабораторных целях.

Хлорид хрома (II) CrCl2 - очень сильный восстановитель, легко окисляется даже кислородом воздуха, что используется в газовом анализе для количественного поглощения О2. Кроме того, ограниченно используется при получении хрома электролизом расплавов солей и хроматометрии.

Хромокалиевые квасцы K2SO4.Cr2(SO4)3 24H2O используются в основном в текстильной промышленности - при дублении кожи.

Безводный хлорид хрома CrCl3 применяется для нанесения покрытий хрома на поверхность сталей химическим осаждением из газовой фазы, является составной частью некоторых катализаторов. Гидраты CrCl3 - протрава при крашении тканей.

Из хромата свинца РbCrО4 изготовляют различные красители.

Раствором бихромата натрия очищают и травят поверхность стальной проволоки перед цинкованием, а также осветляют латунь. Из бихромата натрия получают хромовую кислоту, которая используется в качестве электролита при хромировании металлических деталей.

Производство

В природе хром встречается в основном в виде хромистого железняка FeO∙Cr2O3, при его восстановлении углем получается сплав хрома с железом — феррохром, который непосредственно используется в металлургической промышленности при производстве хромистых сталей. Содержание хрома в таком составе доходит до 80 % (по массе).

Восстановление оксида хрома (III) углем предназначено для получения высокоуглеродистого хрома, необходимого для производства специальных сплавов. Процесс проводится в электродуговой печи.

Для получения чистого хрома предварительно получают оксид хрома (III), а затем восстанавливают его алюминотермическим способом. При этом предварительно смесь из порошкового или в виде стружки алюминия (Al) и шихту оксида хрома (Cr2O3) прогревают до температуры 500-600° С. Затем, возбуждают восстановление смесью перекиси бария с порошком алюминия, либо запалом части шихты с последующим добавлением оставшейся части. В этом процессе важно, чтобы образовавшейся тепловой энергии хватило на плавление хрома и его отделения от шлака.

Cr2O3 + 2Al = 2Cr + 2Al2O3

Получаемый таким способом хром содержит некое количество примесей: железа 0,25-0,40 %, серы 0,02 %, углерода 0,015–0,02 %. Содержание чистого вещества составляет 99,1–99,4 %. Такой хром хрупок и легко перемалывается в порошок.

Реальность такого метода была доказана и продемонстрирована еще в 1859 году Фридрихом Вёлером. В промышленных масштабах же алюмотермическое восстановление хрома стало возможно только после того, как стал доступным метод получения дешевого алюминия. Гольдшмидт первым разработал безопасный способ регулирования сильно экзотермического (следовательно - взрывоопасного) процесса восстановления.

При необходимости получения высокочистого хрома в промышленности используют электролитические методы. Электролизу подвергают смеси хромового ангидрида, хромоаммонийных квасцов или сульфата хрома с разбавленной серной кислотой. Оседающий в процессе электролиза на алюминиевых или нержавеющих катодах хром содержит растворенные газы в качестве примесей. Чистоты 99,90–99,995 % удается добиться с помощью высокотемпературной (1500-1700° С) очистки в потоке водорода и вакуумной дегазации. Передовые методики рафинирования электролитического хрома удаляют серу, азот, кислород и водород из «сырого» продукта.

Кроме того, возможно получение металлического Cr электролизом расплавов СrCl3 или CrF3 в смеси с фторидами калия, кальция, натрия при температуре 900° C в среде аргона.

Возможность электролитического способа получения чистого хрома доказал Бунзен в 1854 году, подвергая электролизу водный раствор хлорида хрома.

В промышленности используется и силикотермический способ получения чистого хрома. При этом хром из окиси восстанавливается кремнием:

2Cr2O3 + 3Si + 3CaO = 4Cr + 3CaSiO3

Силикотермически хром выплавляют в дуговых печах. Добавка негашеной извести позволяет перевести тугоплавкий диоксид кремния в легкоплавкий шлак силикат кальция. Чистота силикотермического хрома примерно такая же, как и алюминотермического, однако, естественно, содержание в нем кремния несколько выше, а алюминия несколько ниже.

Еще Cr можно получать восстановлением Cr2O3 водородом при 1500° С, восстановлением безводного CrCl3 водородом, щелочными или щелочноземельными металлами, магнием и цинком.

Для получения хрома пытались применить и другие восстановители - углерод, водород, магний. Однако эти способы не получили широкого распространения.

В процессе Ван Аркеля – Кучмана – Де Бура применяется разложение иодида хрома (III) на нагретой до 1100° С проволоке с осаждением на ней чистого металла.

Физические свойства

Хром — твердый, весьма тяжелый, тугоплавкий, ковкий металл серо-стального цвета. Чистый хром довольно пластичен, кристаллизуется в объемно-центрированной решетке, а = 2,885Å (при температуре 20° С). При температуре около 1830° С велика вероятность преобразования в модификацию с гранецентрированной решеткой, а = 3,69Å. Атомный радиус 1,27 Å; ионные радиусы Cr2+ 0,83Å, Cr3+ 0,64Å, Cr6+ 0,52 Å.

Температура плавления хрома напрямую зависит от его чистоты. Поэтому определение этого показателя для чистого хрома весьма сложная задача - ведь даже небольшое содержание примесей азота или кислорода могут существенно изменить значение температуры плавления. Множество исследователей на протяжении не одного десятилетия занимались этим вопросом и получали далекие друг от друга результаты: от 1513 до 1920° C. Ранее было принято считать, что этот металл плавится при температуре 1890° C, но современные исследования указывают температуру в 1907° С, хром кипит при температуре свыше 2500° C - данные также разнятся: от 2199° C до 2671° С. Плотность хрома меньше, чем у железа; она составляет 7,19 г\см3 (при температуре 200° C).

Хрому свойственны все основные характеристики металлов - он хорошо проводит теплоту, его сопротивление электрическому току очень мало, как и большинство металлов, хром имеет характерный блеск. Кроме того, этот элемент имеет одну очень интересную особенность: дело в том, что при температуре 37° C его поведение не поддается объяснению - происходит резкое изменение многих физических свойств, это изменение имеет скачкообразный характер. Хром, как заболевший человек при температуре 37° C начинает капризничать: внутреннее трение хрома достигает максимума, модуль упругости падает до минимальных значений. Скачет значение электропроводности, постоянно изменяется термоэлектродвижущая сила, коэффициент линейного расширения. Данный феномен ученые пока объяснить не могут.

Удельная теплоемкость хрома 0,461 кДж/(кг.К) или 0,11 кал/(г °С) (при температуре 25°С); коэффициент теплопроводности 67 Вт/(м К) или 0,16 кал/(см сек °С) (при температуре 20 °С). Термический коэффициент линейного расширения 8,24 10-6 (при 20 °С). Хром при температуре 20 °С имеет удельное электросопротивление 0,414 мком м, а его термический коэффициент электросопротивления в интервале 20-600° С составляет 3,01 10-3.

Известно, что хром очень чувствителен к примесям – самые малые доли других элементов (кислород, азот, углерод) способны сделать хром очень хрупким. Получить же хром без этих примесей крайне трудно. По этой причине данный металл в конструкционных целях не используется. Зато в металлургии он активно применяется, как легирующий материал, так как его добавка в сплав делает сталь твердой и износостойкой, ведь хром самый твердый из всех металлов - он подобно алмазу режет стекло! Твердость высокочистого хрома по Бринеллю 7-9 Мн/м2 (70-90 кгс/см2). Хромом легируют пружинные, рессорные, инструментальные, штамповые и шарикоподшипниковые стали. В них (кроме шарикоподшипниковых сталей) хром присутствует вместе с марганцем, молибденом, никелем, ванадием. Добавка хрома к обычным сталям (до 5 % Сr) улучшает их физические свойства и делает металл более восприимчивым к термической обработке.

Хром антиферромагнитен, удельная магнитная восприимчивость 3,6 10-6. Удельное электрическое сопротивление 12,710-8 Ом. Температурный коэффициент линейного расширения хрома 6,210-6. Теплота парообразования этого металла составляет 344,4 кДж/Моль.

Хром устойчив к коррозии на воздухе и в воде.

Химические свойства

Химически хром довольно инертен, это объясняется наличием на его поверхности прочной тонкой пленки оксида. На воздухе Cr не окисляется, даже в присутствии влаги. При нагреве окисление протекает исключительно на поверхности металла. При 1200° C пленка разрушается, и окисление протекает гораздо быстрее. При 2000° C хром сгорает с образованием зелёного оксида хрома (III) Cr2O3, обладающего амфотерными свойствами. Сплавляя Cr2O3 со щелочами, получают хромиты:

Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O

Непрокаленный оксид хрома (III) легко растворяется в щелочных растворах и в кислотах:

Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3Н2О

В соединениях хром в основном проявляет степени окисления Cr+2, Cr+3, Cr+6. Наиболее устойчивыми являются Cr+3 и Cr+6. Так же существуют некоторые соединения, где хром имеет степени окисления Cr+1, Cr+4, Cr+5. Соединения хрома весьма разнообразны по цвету: белые, синие, зеленые, красные, фиолетовые, черные и многие другие.

Хром легко реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот с образованием хлорида и сульфата хрома и выделением водорода:

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2

Царская водка и азотная кислота пассивируют хром. Причем пассивированный азотной кислотой хром не растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах даже при длительном кипячении в их растворах, но в какой-то момент растворение все-таки происходит, сопровождаемое бурным вспениванием от выделившегося водорода. Этот процесс объясняется тем, что хром из пассивного состояния переходит в активное, в котором металл не защищен защитной пленкой. Причем, если в процессе растворения вновь добавить азотной кислоты, то реакция прекратится, так как хром вновь пассивируется.

При обычных условиях хром взаимодействует с фтором, образуя CrF3. При температурах выше 600° C происходит взаимодействие с водяными парами, результатом такого взаимодействия является оксид хрома (III) Сr2О3:

4Cr + 3O2 = 2Cr2O3

Cr2O3, представляет собой зеленые микрокристаллы с плотностью 5220 кг/м3 и высокой температурой плавления (2437° С). Оксид хрома (III) проявляет амфотерные свойства, но весьма инертен, его трудно растворить в водных кислотах и щелочах. Оксид хрома(III) довольно токсичен. Попадая на кожу, он способен вызывать экзему и другие кожные заболевания. Поэтому, при работе с оксидом хрома (III) обязательно необходимо использовать средства индивидуальной защиты.

Помимо окиси, известны другие соединения с кислородом: CrO, CrO3, получаемые косвенным путем. Наибольшую опасность представляет вдыхаемый аэрозоль оксида, вызывающий тяжелые заболевания верхних дыхательных путей и легких.

Хром образует большое число солей с кислородосодержащими компонентами.

Хром

Историческая справка

Металлический хром получают восстановлением его из оксида с помощью алюминия (алюминотермия):

С этой целью используют хромистый железняк. Вначале его сплавляют с содой в присутствии кислорода, и далее образующий хромат натрия восстанавливают углеродом до оксида хрома:

Свойства хрома и его соединений. Хром - белый, с сероватым оттенком блестящий металл, имеющий большую твердость и упругость. При комнатной температуре стоек к воде и воздуху.

В химическом отношении хром как металл является восстановителем. В зависимости от условий реакции он может проявлять переменную степень окисления; устойчивыми являются состояния +2, +3, +6.

При нормальных условиях хром устойчив к кислороду, взаимодействие с которым протекает лишь при нагревании. В этих же условиях хром реагирует и с хлором, серой, азотом, кремнием. Например:

Обычно на поверхности хрома содержится плотный слой оксида Сг 2 0 3 , защищающий металл от дальнейшего окисления. Такая пассивированная поверхность и является причиной того, что при обычных температурах не происходит взаимодействия хрома с азотной кислотой и царской водкой.

С разбавленными соляной и серной кислотами хром реагирует с выделением водорода и образованием солей Сг(П), которые, быстро окисляясь, переходят в соли Сг(Ш):

Соединения хрома чаще всего имеют следующее пространственное строение:

С кислородом хром образует ряд оксидов, которые в зависимости от степени окисления металла проявляют основные, амфотерные или кислотные свойства.

Оксид хрома(П) СгО обладает основными свойствами. При взаимодействии с НС1 образует СгС1 2 .

Под действием водорода СгО восстанавливается до металлического хрома, при нагревании под действием кислорода воздуха переходит в Сг 2 0 3 .

Оксиду СгО соответствует гидроксид Сг(ОН)., образующийся из СгС1 2:

Сг(ОН) 2 - вещество желтого цвета. Имеет основный характер и в реакциях с кислотами образует соответствующие соли Сг(П).

Ион Сг 2+ является настолько сильным восстановителем, что способен вытеснять водород из воды:

Кислородом воздуха Сг(П) легко окисляется, поэтому раствор СгС1:! , например, можно применять для поглощения кислорода:

Водные растворы соединений Сг(П) имеют голубой цвет.

Оксид хрома(Ш) Сг 2 0 3 относится к амфотерным оксидам.

Его получают прокаливанием оксида хрома(У1), или разложением дихромата аммония, или термическим разложением гидроксида хрома(Ш):

Гидроксид хрома(Ш) Cr(OH) ;j получается при действии щелочей на соли хрома; при этом Сг(ОН) 3 выделяется в виде осадка синевато-серого цвета:

Сг(ОН) 3 обладает амфотерными свойствами. Подобно гидроксиду алюминия Сг(ОН) 3 взаимодействует с кислотами с образованием солей Сг(Ш), а со щелочами - с образованием хромитов:

Мета- или ортохромиты, являющиеся солями соответствующих кислот - НСг0 2 (метахромистая) и Н 3 Сг0 3 (ортохромистая), образуются при сплавлении оксида хрома(Ш) со щелочами или с содой:

Следовательно, Сг(ОН) 3 следует рассматривать как амфотерный гидроксид:

Под действием сильных окислителей в щелочной среде соединения хро- ма(Ш) переходят в соединения хрома(У1) - хроматы:

Для иона Сг 3 * характерны многочисленные комплексные соединения, в которых, за редким исключением, проявляется координационное число 6. Основной признак этих комплексных соединений - их кинетическая устойчивость в водных растворах.

Гексааква-ион [Сг(Н 2 0) 6 ] 3+ сине-фиолетового цвета входит в состав многих кристаллогидратов: CrCl 3 -6H 2 0, KCr(S0 4) 2 -12Н 2 0 и т.д. Получение этого катионного комплекса можно выразить следующим уравнением:

Состав катионных комплексов Сг(Ш) может изменяться в зависимости от pH, температуры и концентрации, в связи с чем их окраска изменяется от фиолетовой до зеленой. По мере замещения молекул Н 2 0 в комплексном катионе, например, на хлор могут образоваться различные изомерные формы СгС1 3 6Н 2 0:

Наиболее многочисленными являются комплексы с аминами в качестве лигандов. Среди них обнаружены соединения со всевозможными типами изомерии. Кроме моноядерных комплексов, например 2+ , могут существовать и полиядерные, в которых два и более атомов металла связаны с помощью гидроксильных мостиков.

Анионные комплексы - хроматы - разнообразны по своему составу и могут быть получены с помощью следующих реакций:

Окраска анионных комплексов зависит от природы лиганда: 3_ - изумрудно-зеленого цвета, [СгС1 6 ] 3_ - розово-красного, a 3_ - желтого.

Анионный комплекс [Сг(ОН) 6 ] :1 “ образует многочисленные соли - гид- роксохроматы, устойчивые в твердом состоянии, а в растворах - лишь в сильнощелочной среде.

Безводные соединения Сг(Ш) по структуре и свойствам отличаются от кристаллогидратов. Так, безводная соль СгС1 3 имеет полимерную слоистую структуру, тогда как СгС1 3 -6Н 2 0 - островную структуру. СгС1 3 в отличие от СгС1 3 -6Н 2 0 в воде растворяется очень медленно. Соединения Сг(ПТ) в водных растворах обычно гидролизуются, и на первой стадии этого процесса идет образование комплексного иона [Сг(Н 2 0)0Н| 3+ :

В дальнейшем может происходить полимеризация этих комплексов. Сульфид Cr 2 S 3 и карбонат Сг 2 (С0 3) 3 характеризуются еще большей неустойчивостью. Так, Cr 2 S 3 и Сг 2 (С0 3) 3 нельзя получить из водного раствора путем обменных реакций, ибо эти соединения вследствие большей растворимости по сравнению с Сг(ОН) 3 полностью гидролизуются:

Оксид хрома(У1) Сг0 3 представляет собой кристаллическое вещество темно-красного цвета. Он получается действием концентрированной H 2 S0 4 на дихроматы:

Сг0 3 имеет цепочечную структуру, образованную тетраэдрами Сг0 4 .

Сг0 3 - типичный кислотный оксид. Он легко растворяется в воде с образованием раствора хромовой кислоты Н 2 Сг0 4 и двухромовой кислоты 11 2 Сг 2 0 7 , между которыми устанавливается равновесие:

С увеличением разведения равновесие сдвигается в сторону образования НСг0 4

В щелочных растворах при pH > 7 Сг0 3 образует тетраэдрический хромат-ион Сг() 4 желтого цвета. В интервале pH от 2 до 6 существуют в равновесии ион НСг0 4 и оранжево-красный дихромат-ион Сг 2 0| .

В щелочной среде протекают такие процессы:

Положение равновесия зависит не только от pH, но и от характера катионов, которые могут образовать нерастворимые хроматы (катионы Ва 2+ , РЬ 2+ и Ag* образуют хроматы).

Таким образом, добавление кислот смещает равновесие влево, а прибавление щелочей - вправо:

На этом основано получение хроматов из дихроматов, и наоборот:

Соединения Cr(VI) являются окислителями. В кислой среде дихромат- ион Сг 2 0 2 проявляет сильные окислительные свойства, восстанавливаясь до Сг(Ш):

Высокая окислительная активность Cr(VI) проявляется в реакции взаимодействия К 2 Сг 2 0 7 с концентрированной НС1 при нагревании:

Эта реакция удобна для получения хлора в небольших количествах. При прекращении нагревания прекращается и выделение хлора. Действием очень сильных восстановителей производные Cr(VI) могут быть восстановлены в нейтральной и слабощелочной средах. Например, взаимодействие с (NH^S протекает при нагревании:

Необходимо отметить, что окислительные свойства Cr(VI) в щелочной среде выражены значительно слабее, чем в кислой. Таким образом, в кислых и щелочных растворах соединения Сг(Ш) и Cr(VI) существуют в разных формах: в кислой среде преобладают ионы Сг 3+ или Сг 7 0 2- , а в щелочной - ионы |Сг(ОН) (.| 3 или СЮ 2 , в связи с чем взаимопревращение соединений Сг(Ш) в Cr(VI) и наоборот протекает в зависимости от реакции среды:

в кислой среде

в щелочной среде

Из этого следует, что в кислой среде выражены окислительные свойства Cr(VI), а в щелочной среде - восстановительные свойства Сг(Ш):

Хромовая кислота Н 2 Сг0 4 значительно слабее дихромовой кислоты. Так, для Н 2 СгО, К, = 3 10 7 , а для Н 2 Сг 2 0 7 К, = 2 10" 2 .

Н 2 Сг 2 0 7 - простейший представитель изополикислот хрома, отвечающих общей формуле яЭ0 3 *тН 2 0 (где п > т) и известных в виде солей иолихроматов. Так, кроме оранжево-красных дихроматов (т = 1, п = 2) получены темно-красные трихроматы (т = 1, п = 3) и коричнево-красные тс- трахроматы (w = 1, п = 4).

Полихроматы образуются при действии кислот на хроматы:

При действии щелочей на растворы иолихроматов происходит обратный процесс с образованием в конечном итоге хроматов.

Больших серий поликислот и полианионов Cr(VI) не образует, что объясняется размерами иона и его тенденцией к образованию кратных связей Сг=0.

Для хрома характерно образование нероксидных соединений при взаимодействии с Н 2 0 2:

Кроме синего оксид-дипероксида хрома(У1) СгО- хром образует соли пероксокислот H 2 Cr 2 0 12 ,11 2 Сг 2 0 8 и Н 2 Сг0 6 следующей структуры (рис. 6.1).

Рис. 6.1. Структура пентаиероксодихромовой кислоты H,Cr 2 O l2

Кислота Н 2 Сг 2 0 |2 образует соли, окрашенные в синий цвет, а П,Сг,0 8 - в красный.

Пероксидные соединения хрома устойчивы в эфирном растворе, в водных растворах они нестойки и легко разлагаются с выделением О., и образованием ионов СгОф (в щелочной среде) или соединений Сг(111) (в кислой). Предполагается, что устойчивость оксид-динероксида хрома(У1) Сг0 5 в эфире обусловлена образованием комплекса, имеющего форму псн- тагональной пирамиды с атомом кислорода в вершине (рис. 6.2).

Рис. 6.2. Структура оксид-дипероксида хрома(У1) Сг0 3 в эфире, где L - молекула эфира или воды

Этот комплекс может быть получен обработкой раствора дихромата пероксидом водорода в кислой среде:

По окрашиванию эфирного слоя в синий цвет можно судить об образовании пероксокомплекса. Эта реакция очень чувствительна и специфична и поэтому широко используется в аналитической химии для обнаружения дихромат-иона.

Качественные реакции на хромат-ион (Сг0 4 ~)

Техническое применение хрома общеизвестно: в качестве легирующей добавки хром широко используется для получения высокопрочных сталей, никелевых и медных сплавов. Хроматы и дихроматы широко используются в кожевенной, текстильной, лакокрасочной и фармацевтической промышленности. Хромат свинца РЬСг0 4 под названием желтый крон применяется для изготовления красок. Дихроматы К 2 Сг 2 0 7 и Na 2 Cr 2 0 7 -2H 2 0, известные под названием хромпиков, применяются в аналитической химии.

Смесь равных объемов насыщенного на холоду раствора К 2 Сг 2 0 7 и концентрированной H 2 S0 1 называется хромовой смесью и применяется для энергичного окисления.

Все соединения хрома очень ядовиты!

Хром - это микроэлемент, который используется в разных формах. В биодобавках это обычно его хлорид или пиколинат (лучше всасываемая кишечником соль). Хорошо усваивается присутствующий в дрожжах комплекс, известный как фактор глюкозотолерантности и включающий хром, и три аминокислоты - глутаминовую, глицин и цистеин.

Полезные свойства хрома и роль в организме

Хром необходим для работы инсулина. Этот гормон отвечает за перенос глюкозы из крови в клетки, где она «сжигается» с выделением энергии. Инсулин эффективен и способствует поддержанию нормального уровня сахара в крови, только если организму хватает хрома. Этот металл увеличивает количество инсулиновых рецепторов на клеточной мембране. Повышая нашу толерантность к глюкозе (способность переносить ее потребление без отрицательных последствий для здоровья) за счет роста эффективности инсулина, хром тормозит его выработку, а в результате подавляет превращение сахара в жиры. Отсюда следует снижение в крови уровней холестерина (особенно «плохого», т. е. липопротеинов низкой плотности) и триглицеридов.

Профилактика

Добавки хрома снижают риск сахарного диабета у инсулинорезистентных людей. Они вырабатывают достаточно инсулина, но чувствительность к нему клеток понижена. В результате для поддержания нормального уровня глюкозы в крови поджелудочной железе приходится секретировать повышенные количества этого фермента. Однако даже их может не хватать, и тогда развивается диабет II типа (инсулинонезависимый) с избытком сахара в крови, что обычно сопровождается ожирением и гиперхолестеринемией (повышенным холестерином) со всеми вытекающими отсюда последствиями. Этот риск снижается профилактическим приемом хрома, ослабляющим инсулинорезистентность, а значит, усиливающим глюкозотолерантность.

Польза хрома

Стресс, инфекция, повышенные физические нагрузки ускоряют «сжигание» глюкозы, а в результате и мобилизацию хрома, который интенсивнее выводив с мочой. То же самое наблюдается при гипергликемических обострениях у больных диабетом. Поступление хрома с пищей обычно едва дотягивает до нормы, поэтому в таких ситуациях желательно принимать его добавки.

Показания и способы применения хрома, рекомендуемая суточная норма, противопоказания, пищевые источники хрома

Рекомендации по суточной норме хрома отсутствуют, но считается, что его дефицит у взрослых может быть предупрежден дозами от 50 до 200 мкг в сутки. Следует отметить, что даже при разнообразной, здоровой диете получить с пищей 200 мкг хрома в сутки практически нереально. Стандартное меню обычно дает нам 40-50 мкг/сут., а голодная диета (например, при похудении), естественно, меньше.

– Недостаток. Дефицит хрома чреват раздражительностью, набором веса и нарушением чувствительности конечностей, а также обострением инсулинонезависимого диабета.

Избыток. Хромовые добавки, по-видимому, безвредны. Однако их высокие дозы затрудняют усвоение и .

Показания к применению хрома

Затрудненное усвоение белков, жиров или углеводов.

Повышенный уровень глюкозы в крови (инсулинорезистентность, диабет II типа).

Повышенный уровень в крови «плохого» холестерина (липопротеинов низкой плотности) и триглицеридов.

Противопоказания

Больные диабетом должны принимать хром только после консультации с врачом. Возможно, им придется скорректировать дозы инсулина и/или других, уже назначенных при их болезни медикаментов.

Способы применения

Дозы

Обычно хром в добавках сочетается с другими минеральными веществами, поэтому надо уточнять по надписи на упаковке его количество в препарате. В одной таблетке или капсуле его должно быть от 25 до 200 мкг (больше - опасно). Такие биодобавки принимают как общеукрепляющие средства, а также при сбрасывании веса с помощью голодной диеты и для повышения эффективности инсулина.