Большая Советская Энциклопедия (ХР)

  Природные стабильные изотопы: ⁵⁰ Cr (4,31%), ⁵² Cr (87,76%), ⁵³ Cr (9,55%) и ⁵⁴ Cr (2,38%). Из шести искусственных радиоактивных изотопов наиболее важен ⁵¹ Cr (период полураспада T_{1 /2} = 27,8 сут ), который применяется как изотопный индикатор .

  Историческая справка. Х. открыт в 1797 Л. Н. Вокленом в минерале крокоите — природном хромате свинца PbCrO₄ . Название Х. получил от греческого слова chroma — цвет, краска (из-за разнообразия окраски своих соединений). Независимо от Воклена Х. был открыт в крокоите в 1798 немецким учёным М. Г. Клапротом.

  Распространение в природе. Среднее содержание Х. в земной коре (кларк) 8,3×10^-3 %. Этот элемент, вероятно, более характерен для мантии Земли , т.к. ультраосновные породы, которые, как полагают, ближе всего по составу к мантии Земли, обогащены Х. (2×10^-1 %). Х. образует массивные и вкрапленные руды в ультраосновных горных породах; с ними связано образование крупнейших месторождений Х. (см. Хромовые руды ). В основных породах содержание Х. достигает лишь 2×10^-2 %, в кислых — 2,5×10^-3 %, в осадочных породах (песчаниках) — 3,5×10^-3 %, глинистых сланцах — 9×10^-3 %. Х. — сравнительно слабый водный мигрант; содержание Х. в морской воде 0,00005 мг/л.

  В целом Х. — металл глубинных зон Земли; каменные метеориты (аналоги мантии) тоже обогащены Х. (2,7×10^-1 %). Известно свыше 20 минералов Х. Промышленное значение имеют только хромшпинелиды (до 54% Cr); кроме того, Х. содержится в ряде др. минералов, которые нередко сопровождают хромовые руды, но сами не представляют практической ценности (уваровит , волконскоит, кемерит, фуксит).

  А. И. Перельман.

  Физические и химические свойства. Х. — твёрдый, тяжёлый, тугоплавкий металл. Чистый Х. пластичен. Кристаллизуется в объёмноцентрированной решётке, а = 2 885  (20 °С); при ~ 1830 °С возможно превращение в модификацию с гранецентрированной решёткой, а = 3,69 .

  Атомный радиус 1,27 ; ионные радиусы Cr²⁺ 0,83 , Cr³⁺ 0,64 , Cr⁶⁺ 0,52  Плотность 7,19 г/см³ ; t_пл 1890 °С; t_кип 2480 °С. Удельная теплоёмкость 0,461 кдж/ (кг ×К. ) [0,11 кал/(г ×°С)] (25°С); термический коэффициент линейного расширения 8,24×10^-6 (при 20 °С); коэффициент теплопроводности 67 вм/ (м ×К ) [0,16 кал/ (см ×сек ×°С )] (20 °С); удельное электросопротивление 0,414 мком ×м (20°С); термический коэффициент электросопротивления в интервале 20—600 °С составляет 3,01×10^-3 . Х. антиферромагнитен, удельная магнитная восприимчивость 3,6×10^-6 . Твёрдость высокочистого Х. по Бринеллю 7—9 Мн/м² (70—90 кгс/см² ).

  Внешняя электронная конфигурация атома Х. 3d⁵ 4s¹ . В соединениях обычно проявляет степени окисления +2, +3, +6, среди них наиболее устойчивы Cr³⁺ ; известны отдельные соединения, в которых Х. имеет степени окисления +1, +4, +5. Х. химически малоактивен. При обычных условиях устойчив к кислороду и влаге, но соединяется с фтором, образуя CrF₃ . Выше 600 °С взаимодействует с парами воды, давая Cr₂ O₃ ; азотом — Cr₂ N, CrN; углеродом — Cr₂₃ C₆ , Cr₇ C₃ , Cr₃ C₂ ; серой — Cr₂ S₃ . При сплавлении с бором образует борид CrB, с кремнием — силициды Cr₃ Si, Cr₂ Si₃ , CrSi₂ . Со многими металлами Х. даёт сплавы (см. Хромовые сплавы ). Взаимодействие с кислородом протекает сначала довольно активно, затем резко замедляется благодаря образованию на поверхности металла окисной плёнки. При 1200 °С плёнка разрушается и окисление снова идёт быстро. Х. загорается в кислороде при 2000 °С с образованием темно-зелёной окиси Х. Cr₂ O₃ . Помимо окиси, известны др. соединения с кислородом, например CrO, CrO₃ , получаемые косвенным путём (подробнее см. Хрома окислы ). Х. легко реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот с образованием хлорида и сульфата Х. и выделением водорода; царская водка и азотная кислота пассивируют Х.

  С увеличением степени окисления возрастают кислотные и окислительные свойства Х. Производные Cr2⁺ — очень сильные восстановители. Ион Cr²⁺ образуется на первой стадии растворения Х. в кислотах или при восстановлении Cr³⁺ в кислом растворе цинком. Гидрат закиси Cr (OH)₂ при обезвоживании переходит в CrO₄ ^2- . Соединения Cr³⁺ устойчивы на воздухе. Могут быть и восстановителями и окислителями. Cr³⁺ можно восстановить в кислом растворе цинком до Cr²⁺ или окислить в щелочном растворе до CrO₄ ^2- бромом и др. окислителями. Гидроокись Cr (OH)₃ (вернее Cr₂ O₃ ×nH₂ O — амфотерное соединение, образующее соли с катионом Cr³⁺ или соли хромистой кислоты HCrO₂ — хромиты (например, KCrO₂ , NaCrO₂ ). Соединения Cr⁶⁺ : хромовый ангидрид CrO₃ , хромовые кислоты и их соли, среди которых наиболее важны хромоты и дихроматы (см. также Хромпик ) — сильные окислители. Х. образует большое число солей с кислородсодержащими кислотами. Известны комплексные соединения Х.; особенно многочисленны комплексные соединения Cr³⁺ , в которых Х. имеет координационное число 6. Существует значительное число перекисных соединений Х.