Хром обнаружил в 1766 г. в «красной свинцовой руде» (минерале крокоите PbCrО₄), привезённой с Урала, рус­ский минералог И. Г. Леман. А в сво­бодном виде металл впервые выделил в 1797 г. французский химик Луи Ни­кола Воклен.

Хром — довольно распространён­ный элемент. В земной коре его содер­жится примерно столько же, сколько хлора и ванадия, — 0,02%. Среди минералов хрома преобладает хромовый железняк, или хромит, FeCr₂O₄. При его восстановлении углём образуется феррохром — сплав хрома с железом: FeCr₂O₄+4С=Fe+2Cr+4CO. Для получения чистого металла хроми­стый железняк очищают от железа, переводя хром в высшую степень окисления (+6), и лишь затем восста­навливают его алюминием.

Феррохром (содержащий около 60 % хрома) и чистый хром исполь­зуются в качестве добавок к сталям: образующийся сплав — хромистая сталь — отличается высокой твёрдо­стью и устойчив к окислению. Самая популярная марка нержавеющей стали содержит 18% хрома и 6% никеля. Та­кая сталь используется в химической и нефтехимической промышленно­сти, а также для изготовления бытовых приборов. Сплавы хрома с никелем — нихромы не только устойчивы к кор­розии, но и обладают высоким элект­рическим сопротивлением. Из них изготовляют спирали накаливания электронагревательных приборов. Многие изделия покрывают тонким (0,1 мкм) слоем хрома — хромируют. Хромовое покрытие придаёт изде­лию красивый внешний вид и защи­щает его от коррозии.

Название «хром» (от греч. «хро­ма» — «цвет», «краска»), предложенное Вокленом, подчёркивает разнообра­зие окраски солей этого металла. Так, в водных растворах соединения хрома (П) имеют небесно-голубой цвет, хрома (III) — фиолетовый или зелё­ный, хрома (VI) — оранжевый или жёлтый.

При растворении в кислотах-не­окислителях, например соляной, хром переходит в степень окисления +2: Cr+2HCl=CrСl₂+Н₂. Увы, обра­зующийся светло-голубой раствор устойчив лишь в отсутствие кислоро­да. На воздухе он мгновенно зеленеет, поскольку хром окисляется: 4CrС1₂+4НСl+О₂ = 4CrСl₃+2Н₂О.

Если соединения хрома(П) прояв­ляют основные свойства, то соедине­ния трёхвалентного хрома амфотерны. Гидроксид хрома (III) Cr(ОН)₃, осаждающийся из раствора соли хро­ма под действием аммиака: CrCl₃+3NH₃•Н₂О=Cr(OH)₃¯+3NH₄Cl, яв­ляется' амфотерным основанием. При растворении его в кислотах образу­ются соли хрома (III): 2Cr(ОН)₃+3H₂SO₄=Cr₂(SO₄)₃+6H₂O, а в едких щелочах — гидроксохроматы (III) ще­лочных металлов (их называют так­же хромитами): Cr(OH)₃+3NaOH=Na₃[Cr(OH)₆]. 

В кислой среде соединения хро­ма (III) довольно устойчивы к окисле­нию, однако в присутствии щёлочи легко окисляются до хроматов:

2Na₃[Cr(OH)₆]+4NaOH+3Br₂=2Na₂CrO₄+6NaBr+8H₂O. 

Хроматы — соли жёлтого цвета, производные устойчивой только в очень разбавленных растворах хро­мовой кислоты Н₂CrО₄. Хроматы ще­лочных металлов хорошо раство­римы в воде. В кислой среде они переходят в оранжевые дихроматы (бихроматы) — соли двухромовой кислоты Н₂Cr₂О₇:

2Na₂CrO₄+H₂SO₄=Na₂SO₄+Na₂Cr₂O₇+H₂O. 

При подщелачивании дихромат вновь превращается в хромат: Na₂Cr₂O₇+2NaOH=2Na₂CrO₄+

+Н₂О, и раствор опять становится жёлтым.

Дихромат-ион представляет собой два тетраэдра [CrO₄], соединённых общей вершиной. При дальнейшем подкислении раствора дихромата к этим двум тетраэдрам присоединяется третий — образуются тёмно-красные трихроматы (например, К₂Cr₃О₁₀), затем тетрахроматы (К₂Cr₄О₁₃) и, на­конец, красные кристаллы оксида хрома (VI) CrО₃ — ангидрида хромо­вой и двухромовой кислот.

В кислой среде бихроматы являют­ся сильными окислителями. Продук­ты их восстановления — ионы Cr³⁺:

К₂Cr₂О₇+4H₂SO₄+3K₂SO₃=Cr₂(SO₄)₃+4K₂SO₄+4H₂O. 

При пониженной температуре из образовавшегося раствора удаётся выделить фиолетовые кристаллы хромокалиевых квасцов KCr(SO₄)₂•12Н₂О.

Тёмно-красный раствор, получае­мый при добавлении концентриро­ванной серной кислоты к насыщен­ному водному раствору дихромата калия, называется «хромпик». В лабо­раториях он служит для мытья и обезжиривания химической посуды. Посуду осторожно ополаскивают хромпиком, который не выливают в раковину, а используют многократно. В конце концов смесь становится зе­лёной — весь хром в таком растворе уже перешёл в форму Сr³⁺.

Особенно сильный окислитель — оксид хрома (VI) СrО₃. С его помощью можно зажечь спиртовку без спичек: достаточно прикоснуться к смочен­ному спиртом фитилю палочкой с несколькими кристалликами этого вещества.

При разложении CrО₃ может быть получен тёмно-коричневый порошок оксида хрома (IV) CrО₂. Он обладает ферромагнитными свойствами и ис­пользуется в магнитных лентах неко­торых типов аудиокассет.

В организме взрослого человека содержится всего около 6 мг хрома. Многие соединения этого элемента (особенно хроматы и дихроматы) токсичны, а некоторые из них явля­ются канцерогенами, т. е. способны вызывать рак.

Хром — серебристо-белый металл, твёрдый и тугоплавкий (t_nл=1890 °С). При комнатной температуре он не окисляется на воздухе. Слиток металла устойчив к окислению даже при повышенной температуре, в то время как порошок хрома сгорает на воздухе уже при 300 °С, образуя зелёный оксид хрома (III) Cr₂О₃.

Окраска соединений хрома:

1  — CrCl₂;

2 — [Cr(Н₂О)₅Cl]Cl₂;

3 — [Cr(H₂O)₆]Cl₃;

4 — Cr(ОН) ;

5 — Na₃[Cr(OH)₆].

Растворы хромата (слева) и дихромата калия легко переходят друг в друга при изменении кислотности среды.