Corps simple métallique.

Il fut découvert en 1797 par L. N. Vauquelin ainsi que par M. H. Klaproth. Le chrome ne représente que 0,02 p. 100 de la lithosphère et existe surtout sous forme de chromite FeCr₂O₄.

Atome

Le numéro atomique du chrome est 24 ; la structure électronique de l’état fondamental de l’atome est 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 3d⁵, 4s¹. Le chrome est donc un élément de la première série de métaux de transition. Le rayon atomique est de 1,25 Å, et le rayon du cation Cr⁺³ est de 0,64 Å.

Les énergies successives d’ionisation valent respectivement 6,78 eV, 16,7 eV, 32,2 eV, 51,1 eV, 73,1 eV, 90,2 eV, 168 eV.

Corps simple

Le chrome est un métal de densité égale à 7,1, qui fond à 1 920 °C. Les cristaux de chrome sont cubiques centrés ; il existe une forme instable hexagonale compacte qui semble liée à l’existence d’hydrogène inséré entre les atomes de chrome. Ce métal réagit peu à l’état massif et se recouvre à l’air d’une fine couche d’oxyde qui le protège tout en lui gardant son aspect brillant ; mais, dans la protection du fer, on forme d’abord un dépôt superficiel de nickel qui ne présente pas de fissure et que l’on recouvre de chrome.

À chaud, le chrome réagit avec de nombreux métalloïdes ; il est attaqué par l’acide chlorhydrique et l’acide sulfurique, mais non par l’acide nitrique, qui le passive. Le potentiel normal du couple oxydoréduction Cr⁺²/Cr est – 0,9 V.

Industriellement, on réduit au four électrique la chromite par le carbone et on obtient un ferrochrome à 60-70 p. 100 de chrome. On transforme aussi par oxydation à chaud un mélange de chromite et de carbonate de sodium en chromate de sodium. En ajoutant de l’acide sulfurique à une solution de chromate alcalin, on obtient un bichromate.

Le métal peut être obtenu par aluminothermie de l’oxyde chromique. On obtient des dépôts électrolytiques de chrome en utilisant une solution contenant 250 g d’anhydride chromique et 2,5 g d’acide sulfurique par litre ; l’électrolyse se fait vers 40-45 °C avec une anode en plomb antimonié, et le chrome se dépose à la cathode.

Principaux dérivés

On connaît des dérivés chromeux correspondant au nombre d’oxydation II. Les ions chromeux sont des agents particulièrement réducteurs, et cela entraîne une réduction de l’eau en même temps que les sels chromeux sont transformés en sels chromiques ; le potentiel normal du couple oxydoréduction Cr⁺³/Cr⁺² est de – 0,4 V. Les solutions aqueuses de sels chromeux absorbent l’oxygène de l’air.

Les sels chromiques sont moins oxydants que les sels ferriques ou manganiques. Par contre, ils n’ont pas le caractère réducteur des cations Ti⁺³ et V⁺³. Ils ne sont oxydés que lentement en milieu acide, et, pratiquement, il faut utiliser à cet effet des oxydants très énergiques, comme les permanganates à chaud. En milieu alcalin, l’oxydation est facilitée et peut être réalisée avec le chlore, le dioxyde de plomb, le peroxyde de sodium et les persulfates.

On connaît de nombreux complexes des sels chromiques. Le chlorure chromique donne des solutions aqueuses dont la couleur varie avec la température et la concentration en ions chlorures ; cela est dû à la formation d’ions complexes différents. En particulier, on a préparé trois hexa-hydrates complexes de formule globale CrCl₃, 6H₂O, contenant respectivement les ions complexes [Cr(H₂O)₆], [Cr(H₂O)₅Cl] et [Cr(H₂O)₄Cl₂]. On connaît également de nombreux amino-complexes, tels que [Cr(NH₃)₆]Cl₃ ou [Cr(NH₃)₅Cl]Cl₂, etc.

L’oxyde chromique s’unit à des oxydes basiques pour donner des chromites, comme les composés M^IICr₂O₄, analogues aux aluminates. On connaît le fluorure CrF₄, le chlorure CrCl₄ et l’oxyde CrO₂, correspondant au nombre d’oxydation IV.