Цепочки с хромом химия егэ

Хром

1. Положение хрома в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение хрома
3. Физические свойства
4. Нахождение в природе
5. Способы получения
6. Качественные реакции
7. Химические свойства

Оксид хрома (III)

• Способы получения
• Химические свойства

Оксид хрома (II)

• Химические свойства

Оксид хрома (VI)

• Способы получения
• Химические свойства

Гидроксид хрома (III)

• Способы получения
• Химические свойства

Гидроксид хрома (II)

• Способы получения
• Химические свойства

Соли хрома

Хром

Положение в периодической системе химических элементов

Хром расположен в 6 группе  (или в  побочной подгруппе VI группы в короткопериодной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение атома хрома

Электронная конфигурация  хрома в основном состоянии:

+24Cr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹ 1s  2s 2p

3s   3p    4s     3d 

Примечательно, что у атома хрома уже в основном энергетическом состоянии происходит провал (проскок) электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.

Физические свойства 

Хром – твердый металл голубовато-белого цвета. Очень чистый хром поддается механической обработке.  В природе встречается в чистом виде и широко применяется в различных отраслях науки, техники и производства. Чаще всего хром применяется, как компонент сплавов, которые используются при изготовлении медицинского или химического технологического оборудования и приборов.

Изображение с портала top10a.ru

Температура плавления 1890^оС, температура кипения 2680^оС, плотность хрома 7,19 г/см³.

Нахождение в природе

Хром – довольно распространенный металл в земной коре (0,012 масс.%). Основной минерал, содержащий хром – хромистый железняк FeO·Cr₂O₃ (или Fe(CrO₂)₂).

Способы получения 

Хром получают из хромита железа. Для восстановления используют кокс:

Fe(CrO₂)₂   +  4C   →    Fe   +    2Cr +   4CO

Еще один способ получения хрома: восстановление из оксида алюминием (алюмотермия):

2Al   +   Cr₂O₃  →   2Cr   +  Al₂O₃

Качественные реакции

Качественная реакция на ионы хрома +2 – взаимодействие избытка солей хрома (II) с щелочами. При этом образуется коричневый аморфный осадок гидроксида хрома (II).

Например, хлорид хрома (II) взаимодействует с гидроксидом натрия:

CrCl₂   +   2NaOH   →   Cr(OH)₂   + 2NaCl

Качественная реакция на ионы хрома +3 – взаимодействие избытка солей хрома (III) с щелочами. При этом образуется серо-зеленый аморфный осадок гидроксида хрома (III).

Например, хлорид хрома (III) взаимодействует с гидроксидом калия:

CrCl₃   +   3KOH   →   Cr(OH)₃   + 3KCl

При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид хрома (III) растворяется с образованием комплексной соли:

Cr(OH)₃   +   3KOH   →  K₃[Cr(OH)₆]

Обратите внимание,  если мы поместим соль хрома (III) в избыток раствора щелочи, то осадок гидроксида хрома (III) не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения хрома (III) сразу переходят в комплекс:

CrCl₃   +   6KOH   →   K₃[Cr(OH)₆]   + 3KCl

Соли хрома можно обнаружить с помощью водного раствора аммиака. При взаимодействии растворимых солей хрома (II) с водным раствором аммиака также образуется коричневый осадок гидроксида хрома (II).

CrCl₂ + 2NH₃  + 2H₂O   →   Cr(OH)₂↓ + 2NH₄Cl

Cr²⁺ + 2NH₃   +  2H₂O    →   Cr(OH)₂↓ + 2NH₄⁺

При взаимодействии растворимых солей хрома (III) с водным раствором аммиака также образуется серо-зеленый осадок гидроксида хрома (III).

CrCl₃ + 3NH₃   +  3H₂O     →    Cr(OH)₃↓ + 3NH₄Cl

Cr³⁺ + 3NH₃    +  3H₂O    →    Cr(OH)₃ ↓ + 3NH₄⁺

Химические свойства

В соединениях хром может проявлять степени окисления от +1 до +6. Наиболее характерными являются соединения хрома со степенями окисления +3 и +6. Менее устойчивы соединения хрома со степенью окисления +2. Хром образует комплексные соединения с координационным числом 6.

1. При комнатной температуре хром химически малоактивен из-за образования на его поверхности тонкой прочной оксидной пленки. При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами: кислородом, галогенами, серой, азотом, кремнием, углеродом, фосфором.

1.1. При взаимодействии хрома с галогенами образуются галогениды:

2Cr  +  3Cl₂  → 2CrCl₃

1.2. Хром реагирует с серой с образованием сульфида хрома:

2Cr  +  3S  → Cr₂S₃

1.3. Хром взаимодействует с фосфором. При этом образуется бинарное соединение – фосфид хрома:

Cr  +   P   →  CrP

1.4. С азотом хром реагирует при нагревании до 1000^оС с образованием нитрида:

2Cr  +  N₂   →   2CrN

1.5. Хром не взаимодействует с водородом.

1.6. Хром взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

4Cr  +  3O₂  →  2Cr₂O₃

2. Хром взаимодействует и со сложными веществами:

2.1. Хром реагирует с парами воды в раскаленном состоянии:

2Cr  +  3H₂O _(пар)  → Cr₂O₃  +  3H₂

2.2. В ряду напряжений хром находится левее водорода и поэтому в отсутствии воздуха может вытеснить водород из растворов минеральных кислот (соляной и разбавленной серной кислоты), образуя соли хрома (II).

Например, хром бурно реагирует с соляной кислотой:

Cr   +  2HCl    →   CrCl₂   +  H₂↑

В присутствии кислорода образуются соли хрома (III):

4Cr   +   12HCl  +  3O₂   →   4CrCl₃   +  6H₂O

2.3. При обычных условиях хром не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат хрома (III) и вода:

2Cr  +  6H₂SO₄   →   Cr₂(SO₄)₃  +  3SO₂  +  6H₂O

2.4. Хром не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.

Только при сильном нагревании концентрированная азотная кислота растворяет хром:

Cr  +  6HNO₃   →   Cr(NO₃)₃  +  3NO₂  +  3H₂O

2.5. Растворы щелочей на хром практически не действуют.

2.6. Однако хром способен вытеснять многие металлы, например медь, олово, серебро и др. из растворов их солей.

Например, хром реагирует с хлоридом меди с образованием хлорида хрома (III) и меди:

2Cr   +   3CuCl₂   →    2CrCl₃   +  3Cu

Восстановительные свойства хрома также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натрия, нитратами и нитритами, хлоратами в щелочной среде.

Например, при сплавлении хрома с хлоратом калия в щелочи хром окисляется до хромата калия:

Cr  + KClO₃  + 2KOH  →  K₂CrO₄  + KCl  +  H₂O

Хлорат калия и нитрат калия также окисляют хром:

2Cr  + KClO₃   →   Cr₂O₃  +  KCl

2Cr  + 3KNO₃   →   Cr₂O₃  +  3KNO₂

Оксид хрома (III)

Способы получения

Оксид хрома (III) можно получить различными методами:

1. Термическим разложением гидроксида хрома (III): 

2Cr(OH)₃   →   Cr₂O₃   +  3H₂O

2. Разложением дихромата аммония:

(NH₄)₂Cr₂O₇    →    Cr₂O₃   +   N₂   +   4H₂O           

 3. Восстановлением дихромата калия углеродом (коксом) или серой:

2K₂Cr₂O₇   +   3C     →   2Cr₂O₃   +   2K₂CO₃   +   CO₂

K₂Cr₂O₇   +   S    →     Cr₂O₃   +   K₂SO₄

Химические свойства

Оксид хрома (III) – типичный амфотерный оксид. При этом оксид химически довольно инертен. В высокодисперсном состоянии с трудом взаимодействует с кислотами и щелочами.

1. При сплавлении оксида хрома (III) с основными оксидами активных металлов образуются соли-хромиты.

Например, оксид хрома (III) взаимодействует с оксидом натрия:

Na₂O  +  Cr₂O₃  → 2NaCrO₂

2. Оксид хрома (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—хромиты, а в растворе реакция практически не идет. При этом оксид хрома (III) проявляет кислотные свойства.

Например, оксид хрома (III) взаимодействует с гидроксидом натрия в расплаве с образованием хромита натрия и воды:

2NaOH  + Cr₂O₃  → 2NaCrO₂ +  H₂O

3. Оксид хрома (III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид хрома (III) проявляет слабые восстановительные свойства. В щелочных расплавах окислителей окисляется до соединений хрома (VI).

Например, оксид хрома (III) взаимодействует с нитратом калия в щелочной среде:

Cr₂O₃  +  3KNO₃  +  4KOH   →  2K₂CrO₄  +   3KNO₂   +   2H₂O

Оксид хрома (III) окисляется бромом в присутствии гидроксида натрия:

Cr₂O₃  +  3Br₂  +  10NaOH  →  2Na₂CrO₄  +   6NaBr   +   5H₂O

Озоном или кислородом:

Сr₂O₃  +  O₃  +  4KOH     →   2K₂CrO₄  +  2H₂O

Cr₂O₃  +  3O₂ +   4Na₂CO₃  →   2Na₂CrO₄  + 4CO₂

Нитраты и хлораты в расплаве щелочи также окисляют оксид хрома (III):

Сr₂O₃  +  3NaNO₃  +  2Na₂CO₃   →  2Na₂CrO₄  +  2CO₂  +  3NaNO₂

Cr₂O₃  +   KClO₃    +   2Na₂CO₃    →    2Na₂CrO₄  +  KCl    +  2CO₂

5. Оксид хрома (III) в высокодисперсном состоянии при сильном нагревании взаимодействует с сильными кислотами.

Например, оксид хрома (III) реагирует с серной кислотой:

Cr₂O₃   +  3H₂SO₄   →  Cr₂(SO₄)₃   +  3H₂O

6. Оксид хрома (III) проявляет слабые окислительные свойства при взаимодействии с более активными металлами.

Например, оксид хрома (III) реагирует с алюминием (термит):

2Al  +  Cr₂O₃  →  Al₂O₃  +  2Cr

Реакция очень экзотермическая, сопровождается выделением большого количества света:

Материал с сайта pikabu.ru

Если сжечь большой объем термита в тигле, то можно получить металлический хром:

Материал с сайта pikabu.ru

7. Оксид хрома (III) – твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например, из карбоната калия:

Cr₂O₃  +  K₂CO₃ → 2KCrO₂  +  CO₂

Оксид хрома (II)

Химические свойства

Оксид хрома (II) имеет основный характер, ему соответствует гидроксид хрома (II), обладающий основными свойствами.

1. При обычной температуре устойчив на воздухе, выше 100°С окисляется кислородом. Все соединения хрома (II) – сильные восстановители.

4CrO  +  O₂     →   2Cr₂O₃

2. При высоких температурах оксид хрома (II) диспропорционирует:

3CrO   →   Cr  +  Cr₂O₃

3. Оксид хрома (II) не взаимодействует с водой.

4. Оксид хрома (II) проявляет основные свойства. Взаимодействует с сильными кислотами и кислотными оксидами.

Например, оксид хрома (II) взаимодействует с соляной кислотой:

CrO  +  2HCl   →  CrCl₂  +  H₂O

И с серной кислотой:

CrO  +  H₂SO₄   →   CrSO₄  +  H₂O

Оксид хрома (VI)

Оксид хрома (VI) CrO₃ – темно-красное кристаллическое вещество. Гигроскопичен, расплывается на воздухе, малоустойчив, разлагается при нормальных условиях.

Способы получения

Оксид хром (VI) можно получить действием концентрированной серной кислоты на сухие хроматы или дихроматы:

Na₂Cr₂O₇   +  2H₂SO₄  →  2CrO₃  + 2NaHSO₄ + H₂O          

Химические свойства

Оксид хрома (VI) – кислотный. Сильно ядовит. Оксиду хрома (VI) соответствуют хромовая (H₂CrO₄) и дихромовая (H₂Cr₂O₇) кислоты.

Изображение с портала chemres.ru

1. При взаимодействии оксида хрома (VI) с водой образуется хромовые кислоты:

CrO₃  +  Н₂O   →  Н₂CrO₄

2CrO₃  +  Н₂O  →   Н₂Cr₂O₇

2. Оксид хрома (VI) проявляет кислотные свойства. Взаимодействует с основаниями и основными оксидами.

Например, оксид хрома (VI) взаимодействует с гидроксидом калия с образованием хромата калия:

CrO₃ + 2KOH  → K₂CrO₄ + H₂O

Или с оксидом лития с образованием хромата лития:

CrO₃  +  Li₂O   →   Li₂CrO₄

3. Оксид хрома (VI) – очень сильный окислитель: окисляет углерод, серу, иод, фосфор, превращаясь при этом в оксид хрома (III).

Например, сера окисляется до оксида серы (IV):

4CrO₃  +  3S   →   2Cr₂O₃  +  3SO₂↑   

Оксид хрома (VI) также окисляет сложные вещества, например, сульфиты:

2CrO₃  +   3K₂SO₃  +  3H₂SO₄  →  3K₂SO₄    +   Cr₂(SO₄)₃    +  3H₂O

И некоторые органические веществ, например, этанол:

2CrO₃   +   3C₂H₅OH   +   3H₂SO₄   →  Cr₂(SO₄)₃   +   3CH₃CHO   +   6H₂O

Гидроксид хрома (III)

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃ – это твердое вещество серо-зеленого цвета.

Способы получения

1. Гидроксид хрома (III) можно получить действием раствора аммиака на соли хрома (III).

Например, хлорид хрома (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида хрома (III) и хлорида аммония:

CrCl₃  +  3NH₃  +  3H₂O   →   Cr(OH)₃  +  3NH₄Cl

2. Пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через раствор гексагидроксохромата калия:

K₃[Cr(OH)₆]  +  3CO₂   →   Cr(OH)₃↓   +   3KHCO₃

Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить сложное вещество K₃[Cr(OH)₆] на составные части: KOH и Cr(OH)₃. Далее мы определяем, как реагирует углекислый газ с каждым из этих веществ, и записываем продукты их взаимодействия. Т.к. Cr(OH)₃ не реагирует с СО₂, то мы записываем справа Cr(OH)₃  без изменения. Гидроксид калия реагирует с избытком углекислого газа с образованием гидрокарбоната калия

3. Гидроксид хрома (III) можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли хрома (III).

Например, хлорид хрома (III) реагирует с недостатком гидроксида калия с образованием гидроксида хрома (III) и хлорида калия:

CrCl₃  +  3KOH_{(недост)}  →  Cr(OH)₃↓ +  3KCl

4. Также гидроксид хрома (III) образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) с растворимыми карбонатами, сульфитами и сульфидами. Сульфиды, карбонаты и сульфиты хрома (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: бромид хрома (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида хрома (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

2CrBr₃  +  3Na₂CO₃  + 3H₂O   →   2Cr(OH)₃↓  +  3CO₂↑ +  6NaBr

Хлорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

2CrCl₃  +  3Na₂S  +  6H₂O  →   2Cr(OH)₃  +  3H₂S↑  +  6NaCl

Химические свойства

1. Гидроксид хрома (III) реагирует с растворимыми кислотами. При этом образуются средние соли.

Например, гидроксид хрома (III) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида хрома (III):

Cr(OH)₃  +   3HCl  →   CrCl₃  +  3H₂O

2Cr(OH)₃  +  3H₂SO₄   →  Cr₂(SO₄)₃  +  6H₂O

Cr(OH)₃  +  3HBr  →   CrBr₃  +  3H₂O

2. Гидроксид хрома (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид хрома (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата хрома (III):

2Cr(OH)₃  +  3SO₃  →  Cr₂(SO₄)₃  + 3H₂O

3. Гидроксид хрома (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в растворе образуются комплексные соли. При этом гидроксид хрома (III) проявляет кислотные свойства.

Например, гидроксид хрома (III) взаимодействует с избытком гидроксидом натрия  с образованием гексагидроксохромата:

Cr(OH)₃  +  3NaOH  →  Na₃[Cr(OH)₆]

4. Гидроксид хрома (III) разлагается при нагревании:

2Cr(OH)₃  →  Cr₂O₃ + 3H₂O

5. Под действием окислителей в щелочной среде переходит в хромат.

Например, при взаимодействии с бромом в щелочной среде гидроксид хрома (III) окисляется до хромата:

2Cr(OH)₃  +  3Br₂  +  10KOH   →  2K₂CrO₄  +   6KBr   +   8H₂O

Гидроксид хрома (II)

Способы получения

1. Гидроксид хрома (II) можно получить действием раствора аммиака на соли хрома (II).

Например, хлорид хрома (II) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида хрома (II) и хлорида аммония:

CrCl₂  +  2NH₃  +  2H₂O   →   Cr(OH)₂  +  2NH₄Cl

2. Гидроксид хрома (II) можно получить действием щелочи на соли хрома (II).

Например, хлорид хрома (II) реагирует с гидроксидом калия с образованием гидроксида хрома (II) и хлорида калия:

CrCl₂  +  2KOH  →  Cr(OH)₂↓ +  2KCl

Химические свойства

1. Гидроксид хрома (II) проявляет основные свойства. В частности, реагирует с растворимыми кислотами.

Например, гидроксид хрома (II) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида хрома (II). Соли хрома (II) окрашивают раствор в синий цвет.

Cr(OH)₂  +   2HCl  →   CrCl₂  +  2H₂O

2. Гидроксид хрома (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид хрома (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата хрома (II):

Cr(OH)₂  +  SO₃   →  CrSO₄  + H₂O

3. Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель.

Например, под действием кислорода воздуха гидроксид хрома (II)  окисляется до гидроксида хрома (III):

4Cr(OН)₂  +  O₂  +  2Н₂О   →   4Cr(OН)₃

Соли хрома

Соли хрома (II)

Все соли хрома (II) – сильные восстановители. В растворах окисляются даже кислородом воздуха.

Например, хлорид хрома (II) окисляется кислородом в растворе в присутствии щелочи до соединений хрома (III):

4CrCl₂  +  O₂  +  20KOH  +  2H₂O  →   4K₃[Cr(OH)₆]  +  8KCl 

Концентрированные кислоты-окислители (азотная и серная) также окисляют соединения хрома (II):

CrCl₂  + 4HNO_3(конц) → Cr(NO₃)₃  + NO₂↑ + 2HCl↑ + H₂O   

2CrCl₂ + 4H₂SO_4(конц) → Cr₂(SO₄)₃ + SO₂↑ + 4HCl↑ +2H₂O

Соли хрома (III)

Хром с валентностью III образует два типа солей:

• Соли, в которых хром (III) является катионом. Например, хлорид хрома (III) CrCl₃.
• Соли, в которых хром (III) входит в состав кислотного остатка – хромиты и гидроксокомплексы хрома (III). Например, хромит калия, KCrO₂. или гексагидроксохромат (III) калия K₃[Cr(OH)₆].

1. Соли хрома (III) проявляют слабые восстановительные свойства. окисляются под действием сильных окислителей в щелочной среде.

Например, бром в присутствии гидроксида калия окисляет хлорид хрома (III):

2CrCl₃  +  3Br₂   +  16KOH   →  2K₂CrO₄  +   6KBr   +  6KCl  +  8H₂O

или сульфат хрома (III):

Cr₂(SO₄)₃  +  3Br₂   +  16NaOH  →  2Na₂CrO₄  +  6NaBr  +  3Na₂SO₄   +  8H₂O

Пероксид водорода в присутствии щелочи также окисляет соли хрома (III):

2CrCl₃  +  3H₂O₂   +   10NaOH   →  2Na₂CrO₄  +   6NaCl    +  8H₂O

Cr₂(SO₄)₃  +  3H₂O₂  +  10NaOH   →  2Na₂CrO₄  +  3Na₂SO₄  +  8H₂O

Даже перманганат калия в щелочной среде окисляет соли хрома (III):

Cr₂(SO₄)₃  +  6KMnO₄   +  16KOH    →  2K₂CrO₄   +  6K₂MnO₄   +   3K₂SO₄  +  8H₂O

Комплексные соли хрома (III) также окисляются сильными окислителями в присутствии щелочей.

Например, гексагидроксохроматы окисляются бромом в щелочи:

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

2K₃[Cr(OH)₆]  +  3Br₂   +  4KOH   →  2K₂CrO₄  +  6KBr  +  8H₂O

Оксид свинца (IV) также окисляет хромиты:

2KCrO₂ + 3PbO₂ + 8KOH  →  2K₂CrO₄ + 3K₂PbO₂ + 4H₂O

2. Соли хрома (III) в щелочной среде образуют гидроксид хрома (III), который сразу растворяется, образуя гидроксокомплекс.

2CrCl₃  +  6KOH  →   2Cr(OH)₃  +   6KCl

Cr(OH)₃  +  3KOH  →   K₃[Cr(OH)₆]

3. Более активные металлы вытесняют  хром (III) из солей.

Например, цинк реагирует с хлоридом хрома (III):

2CrCl₃  +  Zn  →  2CrCl₂  +  ZnCl₂

Гидролиз солей хрома (III)

Растворимые соли хрома (III) и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: Cr³⁺ + H₂O = CrOH²⁺ + H⁺

II ступень: CrOH²⁺ + H₂O = Cr(OH)₂⁺ + H⁺

III ступень: Cr(OH)₂⁺ + H₂O = Cr(OH)₃ + H⁺

Однако  сульфиды, сульфиты, карбонаты хрома (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой в момент образования.

Например, при сливании растворов солей хрома (III) и сульфита, гидросульфита, карбоната или сульфида натрия протекает взаимный гидролиз:

Cr₂(SO₄)₃  +  6NaHSO₃   →   2Cr(OH)₃  +  6SO₂  +  3Na₂SO₄

2CrBr₃  +  3Na₂CO₃  + 3H₂O   →   2Cr(OH)₃↓  +  CO₂↑ +  6NaBr

2Cr(NO₃)₃  +  3Na₂CO₃  +  3H₂O  →   2Cr(OH)₃↓  +  6NaNO₃  +  3CO₂↑

2CrCl₃  +  3Na₂CO₃  +  3H₂O  →  2Cr(OH)₃↓  +  6NaCl  +  3CO₂↑

Cr₂(SO₄)₃  +  3K₂CO₃  +  3H₂O  →   2Cr(OH)₃↓  +  3CO₂↑  +  3K₂SO₄

2CrCl₃  +  3Na₂S  +  6H₂O →  2Cr(OH)₃  +  3H₂S↑  +  6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Хромиты

Соли, в которых хром (III) входит в состав кислотного остатка (хромиты) — образуются из оксида хрома (III) при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

Cr₂O₃ + Na₂O → 2NaCrO₂

Для понимания свойств хромитов их удобно мысленно разделить на два отдельных вещества.

Например, хромит натрия мы поделим мысленно на два вещества: оксид хрома (III) и оксид натрия.

NaСrO₂ разделяем на Na₂O и Cr₂O₃

При этом очевидно, что хромиты реагируют с кислотами. При недостатке кислоты образуется гидроксид хрома (III):

NaCrO₂   +   HCl _{(недостаток)}    +   H₂O  →   Cr(OH)₃   +   NaCl

В избытке кислоты гидроксид хрома (III) не образуется:

NaCrO₂   +   4HCl _{(избыток)}  →   CrCl₃   +   NaCl   + 2H₂O

NaCrO₂  +  4HCl   →   CrCl₃  +  NaCl  +  2H₂O

NaCrO₂  +  4HNO₃    →   Cr(NO₃)₃  +  NaNO₃  +  2H₂O

2NaCrO₂  +  4H₂SO₄    →   Cr₂(SO₄)₃   +  Na₂SO₄  +  4H₂O

Под действием избытка воды хромиты гидролизуются:

NaCrO₂   +   2H₂O  →  Cr(OH)₃↓ +   NaОН

Соли хрома (VI)

Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н₂CrO₄  и дихромовая  Н₂Cr₂O₇. Поэтому хром в степени окисления +6 образует два типа солей: хроматы и дихроматы.

Например, хромат калия K₂CrO₄ и дихромат калия K₂Cr₂O₇.

1. Различить эти соли довольно легко: хроматы желтые, а дихроматы оранжевые. Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы устойчивы в кислой среде.

При добавлении к хроматам кислот они переходят в дихроматы.

Например, хромат калия взаимодействует с серной кислотой и разбавленной соляной кислотой с образованием дихромата калия:

2K₂CrO₄ + H₂SO_4(разб.)  →   K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

2K₂CrO₄ + 2HCl_(разб.)  →  K₂Cr₂O₇ + 2KCl + H₂O

И наоборот: дихроматы реагируют с щелочами с образованием хроматов.

Например, дихромат калия взаимодействует с гидроксидом калия с образованием хромата калия:

K₂Cr₂O₇   +  2KOH  →  2K₂CrO₄ + H₂O

Видеоопыт взаимных переходов хроматов и дихроматов при добавлении кислоты или щелочи можно посмотреть здесь.

2. Хроматы и дихроматы проявляют сильные окислительные свойства. При взаимодействии с восстановителями они восстанавливаются до соединений хрома (III).

В нейтральной среде хроматы и дихроматы восстанавливаются до гидроксида хрома (III).

Например, дихромат калия реагирует с сульфитом натрия в нейтральной среде:

K₂Cr₂O₇  +  3Na₂SO₃  +  4H₂O  →  2Cr(OH)₃↓    +  3Na₂SO₄   +   2KOH

Хромат калия окисляет сульфид аммония:

2K₂CrO₄    +   3(NH₄)₂S    +   2H₂O    →   2Cr(OH)₃↓  +   3S↓   +    6NH₃↑   +   4KOH

При взаимодействии с восстановителями в щелочной среде хроматы и дихроматы образуют комплексные соли.

Например, хромат калия окисляет гидросульфид аммония в щелочной среде:

2K₂CrO₄  +  3NH₄HS  +  2H₂O  +  2KOH   →  3S  +  2K₃[Cr(OH)₆]  +  3NH₃ 

Хромат натрия окисляет сернистый газ:

2Na₂CrO₄   +  3SO₂  +  2H₂O  +  8NaOH  →  2Na₃[Cr(OH)₆]  +  3Na₂SO₄

Хромат натрия окисляет сульфид натрия:

2Na₂CrO₄   +  3Na₂S   +  8H₂O  →  3S  +  2Na₃[Cr(OH)₆]  +  4NaOH

При взаимодействии с восстановителями в кислой среде хроматы и дихроматы образуют соли хрома (III).

Например, дихромат калия окисляет сероводород в присутствии серной кислоты:

3H₂S  +  K₂Cr₂O₇   +  4H₂SO₄   →  K₂SO₄    +   Cr₂(SO₄)₃   +   3S   +  7H₂O

Дихромат калия окисляет йодид калия, фосфид кальция, соединения железа (II), сернистый газ,  концентрированную соляную кислоту:

K₂Cr₂O₇  +  7H₂SO₄   +  6KI  →   Cr₂(SO₄)₃    +   3I₂   +  4K₂SO₄  +   7H₂O

8K₂Cr₂O₇  +  3Ca₃P₂   +  64HCl  →  3Ca₃(PO₄)₂  +  16CrCl₃  + 16KCl   +   32H₂O

K₂Cr₂O₇  +  7H₂SO₄  +  6FeSO₄  →  Cr₂(SO₄)₃  +  3Fe₂(SO₄)₃   +  K₂SO₄  +  7H₂O

K₂Cr₂O₇  +  4H₂SO₄  +  3KNO₂  →  Cr₂(SO₄)₃   +  3KNO₃   +  K₂SO₄   +  4H₂O

K₂Cr₂O₇  +   3SO₂  +  8HCl   →  2KCl  +   2CrCl₃    +   3H₂SO₄  +   H₂O

K₂Cr₂O₇   +  14HCl  →  3Cl₂  +  2CrCl₃     +   7H₂O   +  2KCl

Хром. Соединения хрома.

В соединениях хром может проявлять степени окисления от +1 до +6. Наиболее характерными являются соединения хрома со степенями окисления +3 и +6. Менее устойчивы соединения хрома со степенью окисления +2. Хром образует комплексные соединения с координационным числом 6.

1. Хром.

• С неметаллами

При комнатной температуре хром химически малоактивен из-за образования на его поверхности тонкой прочной оксидной пленки. При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами: кислородом, галогенами, серой, азотом, кремнием, углеродом, фосфором:

4Cr  +    3O2  =    2Cr2O3                       2Cr  +    3Br2  =    2CrBr3 

2Cr  +    3Cl2  =    2CrCl3                      2Cr  +   3S  =   Cr2S3                  2Cr  +  N2  =   2CrN 

• С водой.  В раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды:

2Cr  +  3H2O (пар)  =  Cr2O3  +  3H2

• С кислотами.

В ряду напряжений хром находится левее водорода и поэтому в отсутствии воздуха может вытеснить водород из растворов соляной и разбавленной серной кислоты, образуя соли хрома (II):

           Cr   +   2HCl  =   CrCl2  +  H2                    Cr  +     H2SO4 (разб.)  =   CrSO4   +  H2

В присутствии кислорода – соли хрома (III):  

4Cr   +   12HCl  +  3O2  =   4CrCl3   +  6H2O

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоду пассивируют хром, однако при сильном нагревании они растворяют хром с образованием солей хрома (III):

2Cr  +  6H2SO4   Cr2(SO4)3  +  3SO2  +  6H2O

 Cr  +  6HNO3    Cr(NO3)3  +  3NO2  +  3H2O

• С солями.

Хром способен вытеснять многие металлы, например медь, олово, серебро и др. из растворов их солей:

Cr  +  CuSO4 = CrSO4 + Cu 

• С щелочами.

Растворы щелочей на хром практически не действуют. Но хром реагирует с щелочными расплавами окислителей. В качестве окислителей используют нитраты калия и натрия, хлорат калия и другие окислители.

Cr  + KClO3  + 2KOH  K2CrO4  + KCl  +  H2O

2Cr  + KClO3   =  Cr2O3  +  KCl                           2Cr  + 3KNO3   =  Cr2O3  +  3KNO2

1.  Соединения  хрома.

Соединения  хрома (II).  Оксид,  гидроксид, соли.

           Оксид хрома (II) имеет основный характер, ему соответствует гидроксид хрома (II), обладающий основными свойствами.

При высоких температурах оксид хрома (II) диспропорционирует:

3CrO     Cr  +  Cr2O3

Все соединения хрома (II) – сильные восстановители, уже кислородом воздуха окисляются до соединений хрома (III):

4CrO  +  O2 = 2Cr2O3                        4Cr(OН)2  +  O2  +  2Н2О  =  4Cr(OН)3 

CrCl2  + 4HNO3(конц) = Cr(NO3)3  + NO2↑ + 2HCl↑ + H2O    

2CrCl2 + 4H2SO4(конц) = Cr2(SO4)3 + SO2↑ + 4HCl↑ +2H2O

Оксид и гидроксид хрома (II) растворяются в кислотах:

CrO  +  2HCl  =  CrCl2  +  H2O              Cr(OН)2  +  2HCl  =  CrCl2  +  2H2O

Соединения  хрома (III).

1. Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. Оксид хрома можно получить термическим разложением дихромата аммония:

(NH4)2C2O7         Cr2O3   +   N2   +   4H2O        

C кислотами оксид хрома (III) образует соли:     Cr2O3  +  6HCl  =  2CrCl3  +  3H2O

        При сплавлении оксида хрома (III) с оксидами, гидроксидами и карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов образуются хроматы (III), (хромиты):

Сr2O3  +  Ba(OH)2   Ba(CrO2)2 + H2O

Сr2O3  +  Na2CO3    2NaCrO2  +  CO2 

        C щелочными расплавами окислителей – хроматы (VI) (хроматы)

Cr2O3  +  3KNO3  +  4KOH  =  2K2CrO4  +   3KNO2   +   2H2O

Cr2O3  +  3Br2  +  10NaOH  =  2Na2CrO4  +   6NaBr   +   5H2O

Сr2O3  +  O3  +  4KOH    =  2K2CrO4  +  2H2O

1. Гидроксид хрома (III)  обладает амфотерными свойствами.

Cr(OH)3  +  3HCl  =  CrCl3  +  3H2O        Cr(OH)3  +  3NaOH  =  Na3[Cr(OH)6]

2Cr(OH)3   =  Cr2O3  +  3H2O 

1. Соли хрома (III)

2CrCl3  +  3Br2   +  16KOH   =   2K2CrO4  +   6KBr   +  6KCl  +  8H2O

2CrCl3  +  3H2O2   +   10NaOH   =   2Na2CrO4  +   6NaCl    +  8H2O

Cr2(SO4)3  +  3H2O2  +  10NaOH   =   2Na2CrO4  +  3Na2SO4  +  8H2O

Cr2(SO4)3  +  3Br2   +  16NaOH  =  2Na2CrO4  +  6NaBr  +  3Na2SO4   +  8H2O

Cr2(SO4)3  +  6KMnO4   +  16KOH    =  2K2CrO4   +  6K2MnO4   +   3K2SO4  +  8H2O.

Cr2S3   +  30HNO3(конц.)  =  2Cr(NO3)3   +  3H2SO4  +  24NO2  +  12H2O

2CrCl3  +  Zn   =  2CrCl2  +  ZnCl2

        Cоли, образованные катионами хрома (III) и анионом слабой  или летучей кислоты, в водных растворах полностью гидролизуются:        Cr2S3   +  6H2O   =   2Cr(OH)3↓   +   3H2S↑

Cоединения  хрома (VI)

1. Оксид хрома (VI). Сильно ядовит!  Кислотный оксид, который взаимодействует с основными оксидами, основаниями, водой:

CrO3 + Li2O → Li2CrO4                          CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

CrO3  +  Н2O  =  Н2CrO4                         2CrO3  +  Н2O  =  Н2Cr2O7

Оксид хрома (VI) сильный окислитель: окисляет углерод, серу, иод, фосфор, превращаясь при этом в оксид хрома (III)

4CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2↑.                      4CrO3 + 3S = 2Cr2O3 + 3SO2↑  

        Окисление солей:

2CrO3  +   3K2SO3  +  3H2SO4   =  3K2SO4    +   Cr2(SO4)3    +  3H2O

Соли хромовых кислот – хроматы и дихроматы являются сильными окислителями. Продуктами восстановления которых являются производные хрома (III).

Продукт восстановления в различных средах можно представить схематично:

                    H2O        Cr(OH)3                 серо-зеленый осадок                

K2CrO4 (CrO42– )                

 желтый                                OH–        [Cr(OH)6]3–           раствор изумрудно-зеленого цвета

K2Cr2O7 (Cr2O72– )               H+          Cr3+                       растворы сине-фиолетового цвета

оранжевый

Изменяя реакцию раствора, можно осуществлять взаимное превращение хроматов в дихроматы:

2K2CrO4 + H2SO4(разб.) =  K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O       K2Cr2O7   +  2KOH   =  2K2CrO4 + H2O

                                      кислая среда  

2СrO42–    +   2H+                                Cr2O72–    +   OH— 

                                     щелочная среда

Хромат-ион устойчив только в щелочной и, отчасти, в нейтральной среде. В кислотной среде хромат-ион превращается в дихромат-ион по реакции:

2CrO42- + 2H+ = Cr2O7 2- + H2O

Дихромат-ион устойчив только в кислотной и, отчасти, в нейтральной среде. В щелочной среде превращается в хромат-ион:

Cr2O72- + 2OH— = 2CrO42-  + H2O

Поэтому в кислотной среде протекают окислительно-восстановительные процессы только с участием иона Cr2O7 2-, а в щелочной – только с участием иона CrO42-.  

В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III):

K2Cr2O7  +  3Na2SO3  +  4H2O   =  2Cr(OH)3↓    +  3Na2SO4   +   2KOH

2K2CrO4    +   3(NH4)2S    +   2H2O    =    2Cr(OH)3↓  +   3S↓   +    6NH3↑   +   4KOH

В щелочной – гидроксохроматы (III):

2K2CrO4  +  3NH4HS  +  5H2O  +  2KOH  =  3S  +  2K3[Cr(OH)6]  +  3NH3 · H2O

2Na2CrO4   +  3SO2  +  2H2O  +  8NaOH  =  2Na3[Cr(OH)6]  +  3Na2SO4

В кислой – соли хрома (III):

 K2Cr2O7   +  3H2S  +4H2SO4  =  K2SO4    +   Cr2(SO4)3   +   3S   +  7H2O

K2Cr2O7  +  7H2SO4   +  6KI   =  Cr2(SO4)3    +   3I2   +  4K2SO4  +   7H2O

8K2Cr2O7  +  3Ca3P2   +  64HCl  =  3Ca3(PO4)2  +  16CrCl3  + 16KCl   +   32H2O

K2Cr2O7  +  6FeSO4 + 7H2SO4     =  Cr2(SO4)3  +  3Fe2(SO4)3   +  K2SO4  +  7H2O

K2Cr2O7  +   3KNO2 +  4H2SO4  =  Cr2(SO4)3   +  3KNO3   +  K2SO4   +  4H2O

K2Cr2O7   +  14HCl  =  3Cl2  +  2CrCl3     +   7H2O   +  2KCl

K2Cr2O7  +   3SO2  +  8HCl  =  2KCl  +   2CrCl3    +   3H2SO4  +   H2O

2K2CrO4   +  16HCl  =  3Cl2  +  2CrCl3     +   8H2O   +  4KCl

Задание №32. Хром. Соединения хрома.

1. Сульфид хрома (III) обработали водой, при этом выделился газ и осталось нерастворимое вещество. К этому веществу прибавили раствор едкого натра и пропустили газообразный хлор, при этом раствор приобрел желтое окрашивание. Раствор подкислили серной кислотой, в результате окраска изменилась на оранжевую; через полученный раствор пропустили газ, выделившийся при обработке сульфида водой, и цвет раствора изменился на зеленый. Напишите уравнения описанных реакций.

2. После кратковременного нагревания неизвестного порошкообразного вещества оранжевого цвета начинается самопроизвольная реакция, которая сопровождается изменением цвета на зеленый, выделением газа и искр. Твердый остаток смешали с едким кали и нагрели, полученное вещество внесли в разбавленный раствор соляной кислоты, при этом образовался осадок зеленого цвета, который растворяется в избытке кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

3. Две соли окрашивают пламя в фиолетовый цвет. Одна из них бесцветна, и при легком нагревании ее с концентрированной серной кислотой отгоняется жидкость, в которой растворяется медь, последнее превращение сопровождается выделением бурого газа. При добавлении к раствору второй соли раствора серной кислоты желтая окраска раствора изменяется на оранжевую, а при нейтрализации полученного раствора щелочью восстанавливается первоначальный цвет. Напишите уравнения описанных реакций.

4. Гидроксид трехвалентного хрома обработали соляной кислотой. В полученный раствор добавили поташ, выделившийся осадок отделили и внесли в концентрированный раствор едкого кали, в результате осадок растворился. После добавления избытка соляной кислоты был получен раствор зеленого цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

5. При добавлении в раствор соли желтого цвета, окрашивающей пламя в фиолетовый цвет, разбавленной соляной кислоты окраска изменилась на оранжево-красную. После нейтрализации раствора концентрированной щелочью цвет раствора вернулся к первоначальному.  При добавлении в полученный хлорида бария выпадает осадок желтого цвета. Осадок отфильтровали  и в фильтрат добавили раствор нитрата серебра. Напишите уравнения описанных реакций.

6. К раствору сульфата трехвалентного хрома добавили кальцинированную соду. Выделившийся осадок отделили, перенесли в раствор едкого натра, добавили бром и нагрели. После нейтрализации продуктов реакции серной кислотой раствор приобретает оранжевую окраску, которая исчезает после пропускания через раствор сернистого газа.  Напишите уравнения описанных реакций.

7) Порошок сульфида хрома (III) обработали водой. Выпавший при этом серо-зеленый  осадок  обработали хлорной водой в присутствии гидроксида калия. К полученному желтому раствору прилили раствор сульфита калия, при этом вновь выпал серо-зеленый осадок, который прокалили до постоянства массы. Напишите уравнения описанных реакций.

Порошок сульфида хрома (III) растворили в серной кислоте. При этом выделился газ и образовался раствор. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, а газ пропустили через раствор нитрата свинца. Полученный при этом черный осадок побелел после обработки его пероксидом водорода. Напишите уравнения описанных реакций.

9) Дихромат аммония разложили при нагревании. Твердый продукт разложения растворили в серной кислоте. К полученному раствору прилили раствор гидроксида натрия до выпадения осадка. При дальнейшем приливании гидроксида натрия к осадку он растворился. Напишите уравнения описанных реакций.

10) Оксид хрома (VI) прореагировал с гидроксидом калия. Полученное вещество обработали серной кислотой, из образовавшегося раствора выделили соль оранжевого цвета. Эту соль обработали бромоводородной кислотой. Полученное простое вещество вступило в реакцию с сероводородом.  Напишите уравнения описанных реакций.

11.  Хром сожгли в хлоре. Полученная соль прореагировала с раствором, содержащим пероксид водорода и гидроксид натрия. К образовавшемуся желтому раствору добавили избыток серной кислоты, цвет раствора изменился на оранжевый. Когда с этим раствором прореагировал оксид меди (I), цвет раствора стал сине-зеленым. Напишите уравнения описанных реакций.

12.   Нитрат натрия сплавили с оксидом хрома (III) в присутствии карбоната натрия. выделившийся при этом газ прореагировал с избытком раствора гидроксида бария с выпадением осадка белого цвета. Осадок растворили в избытке раствора соляной кислоты и в полученный раствор добавили нитрат серебра до прекращения выпадения осадка. Напишите уравнения описанных реакций.

13.   Калий сплавили с серой. Полученную соль обработали соляной кислотой. выделившийся при этом газ пропустили через раствор бихромата калия в серной кислоте. выпавшее вещество желтого цвета отфильтровали и сплавили с алюминием. Напишите уравнения описанных реакций.

14.   Хром сожгли в атмосфере хлора. К образовавшейся соли добавили по каплям гидроксид калия до прекращения выделения осадка. Полученный осадок окислили перекисью водорода в среде едкого калия и упарили. К полученному твердому остатку добавили избыток горячего раствора концентрированной соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

Хром. Соединения хрома.

1)         Cr2S3  +  6H2O   =  2Cr(OH)3↓   +  3H2S↑

2Cr(OH)3  +  3Cl2  +  10NaOH  =  2Na2CrO4  +  6NaCl  +  8H2O

2Na2CrO4  +  H2SO4   =  Na2Cr2O7  +  Na2SO4  +  H2O

Na2Cr2O7  +  4H2SO4   +  3H2S   =  Cr2(SO4)3  +  Na2SO4  +  3S↓  +  7H2O

2)         (NH4)2Cr2O7   Cr2O3  +  N2↑  +  4H2O↑

Cr2O3  +  2KOH    2KCrO2  +  H2O

KCrO2  +  H2O  +  HCl   =  KCl  +  Cr(OH)3↓

Cr(OH)3  +  3HCl  =  CrCl3  +  3H2O

3)        KNO3(тв.)  +  H2SO4(конц.)    HNO3  +  KHSO4

4HNO3  +  Cu  =  Cu(NO3)2  +  2NO2  +  2H2O

2K2CrO4  +  H2SO4   =  K2Cr2O7  +  K2SO4  +  H2O

K2Cr2O7   +   2KOH    =  2K2CrO4  +  H2O

4)        Cr(OH)3  +  3HCl   =  CrCl3  +  3H2O

2CrCl3  +  3K2CO3   +  3H2O   =   2Cr(OH)3↓   +   3CO2↑  +   6KCl

Cr(OH)3  +  3KOH  =  K3[Cr(OH)6]

K3[Cr(OH)6]   +  6HCl   =  CrCl3  +  3KCl  +  6Н2О

5)        2K2CrO4  +  2HCl   =  K2Cr2O7  +  2KCl    +  H2O

K2Cr2O7   +   2KOH    =  2K2CrO4  +  H2O

K2CrO4  +  BaCl2  =  BaCrO4↓  +  2 KCl

KCl    +  AgNO3  =  AgCl↓   +  KNO3

6)         Cr2(SO4)3  +  3Na2CO3   +  6H2O  =  2Cr(OH)3↓   +   3CO2↑  +   3K2SO4

2Cr(OH)3  +  3Br2  +  10NaOH  =  2Na2CrO4  +  6NaBr  +  8H2O

2Na2CrO4  +  H2SO4   =  Na2Cr2O7  +  Na2SO4  +  H2O

Na2Cr2O7   +  H2SO4   +   3SO2   = Cr2(SO4)3  +  Na2SO4  + H2O

7)        Cr2S3  +  6H2O   =  2Cr(OH)3↓   +  3H2S↑

2Cr(OH)3  +  3Cl2  +  10KOH  =  2K2CrO4  +  6KCl  +  8H2O

2K2CrO4  +  3K2SO3   +  5H2O   =  2Cr(OH)3   +  3K2SO4   + 4KOH

2Cr(OH)3  Cr2O3  +  3H2O

        Cr2S3  +  3H2SO4   =  Cr2(SO4)3  +  3H2S↑

        Cr2(SO4)3  +  6NH3  +  6H2O   =  2Cr(OH)3↓   +   3(NH4)2SO4

H2S  +  Pb(NO3)2   =   PbS  +  2HNO3

PbS  +  4H2O2   =  PbSO4  +  4H2O

9)         (NH4)2Cr2O7     Cr2O3   +  N2   +   4H2O

Cr2O3   +  3H2SO4   =   Cr2(SO4)3   +  3H2O

Cr2(SO4)3   +   6NaOH    =   2Cr(OH)3↓    +   3Na2SO4

Cr(OH)3   +   3NaOH    =  Na3[Cr(OH)6]

10)         CrO3  +  2KOH   =  K2CrO4  +  H2O

2K2CrO4 + H2SO4(разб.) =  K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

K2Cr2O7   +  14HBr  =  3Br2  +  2CrBr3     +   7H2O   +  2KBr

        Br2  +  H2S   =   S   +  2HBr

11)        2Cr    +   3Cl2   =    2CrCl3

2CrCl3   +   10NaOH   +   3H2O2    =   2Na2CrO4    +   6NaCl     +    8H2O

2Na2CrO4  +  H2SO4   =  Na2Cr2O7  +  Na2SO4  +  H2O

Na2Cr2O7  +  3Cu2O   +  10H2SO4  =  6CuSO4   +   Cr2(SO4)3   +   Na2SO4   +   10H2O

12)        3NaNO3     +    Cr2O3    +   2Na2CO3   =   2Na2CrO4    +   3NaNO2   +   2CO2

CO2    +    Ba(OH)2    =    BaCO3↓   +    H2O

BaCO3   +   2HCl    =   BaCl2    +    CO2   +   H2O

BaCl2    +   2AgNO3    =   2AgCl↓     +   Ba(NO3)2

13)        2K    +    S    =    K2S

K2S    +    2HCl    =   2KCl    +    H2S↑

3H2S    +    K2Cr2O7    +    4H2SO4    =    3S    +   Cr2(SO4)3    +   K2SO4    +    7H2O

3S    +    2Al    =    Al2S3

14)        2Cr    +    3Cl2   =   2CrCl3

CrCl3     +    3KOH   =   3KCl    +    Cr(OH)3↓

2Cr(OH)3   +   3H2O2    +   4KOH    =   2K2CrO4     +   8H2O

2K2CrO4    +    16HCl      =   2CrCl3   +    4KCl     +   3Cl2     +     8H2O

в условии
в решении
в тексте к заданию
в атрибутах

Категория:

Атрибут:

Всего: 261    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

Добавить в вариант

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

Всего: 261    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

СОЕДИНЕНИЯ
ХРОМА

Название
«хром» происходит от греческого «хрома» — «цвет»  и связано со способностью
хрома образовывать соединения разной окраски за счет большого количества
валентных электронов

Электронное
строение атома :

У хрома
наблюдается такое явление как «провал электрона» — один электрон с 4s-орбитали
перескакивает на 3d-орбиталь: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵

 Возможные степени
окисления хрома: +6,  +4,  +3 и  +2.

У хрома
 свойства веществ меняются
следующим образом: 

·                         
вещества, в которых хром в низшей степени окисления, проявляют
металлические (основные) свойства;

·                         
хром в средней степени окисления (+3) — амфотерные; cтабильные,
чаще выступают восстановителем

·                         
вещества с хромом в высшей степени окисления проявляют кислотные
свойства.

Свойства
простого вещества

Хром —
типичный металл — блестящий, бело-голубого цвета. Довольно часто встречающийся
элемент в минералах земли. Это малоактивный металл, т.к. на воздухе он
покрывается оксидной пленкой Cr₂O₃.  Химически
инертен: все реакции необходимо вести при нагревании.   Сжечь хром в кислороде
можно при температуре  2000⁰:   4Cr + 3O₂  → 2Cr₂O₃  (пигмент
зеленого цвета)

·      
Взаимодействие с  неметаллами:
2Сr + 3F₂ = 2CrF₃ (Br₂,
N₂, S
– при нагревании)

·      
Взаимодействие с водой (при нагревании):
2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂

·      
Взаимодействие с кислотами
— при н.у. это пассивный металл, ни с концентрированной серной, ни с
азотной кислотой не взаимодействует; — с разбавленной соляной и серной
кислотами образует соли хрома (II):    

Сr +
2HCl = CrCl₂ + H₂

Cr + 6HNO₃
= 3NO₂ +Cr(NO₃)₃ +3H₂O

2Cr +
4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + SO₂
+ 4H₂O

·      
С солями-окислителями (при нагревании):

2Сr
+KClO₃=Cr₂O₃ +KCl

2Cr +
3KNO₃ = Cr₂O₃ + 3KNO₂

Свойства
соединений.

СТЕПЕНЬ
ОКИСЛЕНИЯ +2 (Соли 
Cr ⁺² голубого цвета)

СrO
— оксид хрома (II), (черного цвета) — основной оксид.

 СrO
+ 2HCl = CrCl₂ + H₂O

Сr(OH)₂ — желто-коричневого
цвета, быстро окисляется до Cr₂O₃ или Сr(OH)₃

4Cr(OH)₂
+ O₂ + 2H₂O = 4Cr(OH)₃
(аналогично соединениям железа (II))

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ
+3
(Соли Cr³⁺  зеленого
цвета)

Cr₂O₃ —
оксид хрома (III), (зеленого цвета) — амфотерный оксид.

 Сr₂O₃ +
2NaOH = 2NaCrO₂ + H₂O – хромит натрия

Cr₂O₃ +
6HCl = 2CrCl₃ + 3H₂O

Cr₂O₃+ FeO = Fe(CrO₂)₂
– хромит железа(II) —
сплавление

Сr(OH)₃ —
амфотерный гидроксид, серо-зеленого цвета.

Cr(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Cr(OH)₆]
гексагидроксохромит натрия (координационное число хрома (III) = 6)

Данный
комплекс разрушается в кислой среде:

2Na₃[Cr(OH)₆]
+ 6HCl = CrCl₃ + 3 NaCl + 6H₂O,

Является
хорошим восстановителем ( галогены, H₂O₂, NaBrO)

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

СТЕПЕНЬ
ОКИСЛЕНИЯ +6 (получают окислением оксида хрома (III) в
щелочной среде)

Cr₂O₃+4KOH+окислитель→2K₂CrO₄
(при сплавлении)

 Сr₂О₃+ 
H₂O₂+   4KOH  = 2K₂CrO₄  + 3H2O

Cr₂O₃
+ KClO₃ + 2K₂CO₃ = 2K₂CrO₄ +
KCl + 2 CO₂

СrO₃
 — оксид хрома (VI), кислотный оксид, красного цвета.
Образует  сильные кислоты-окислители: HCrO₄ — хромовая
кислота (CrO₄^2- — хроматы  — желтого
цвета);

CrO₃
(недост.) + H₂O → H₂CrO₄,

и
H₂Cr2O₇ — дихромовая кислота.

2CrO₃
(изб.) + H₂O → H₂Cr₂O₇. (Сr₂O₇^2- — бихроматы —
оранжевого цвета)

В
зависимости от среды (кислой или щелочной) — хроматы и бихроматы переходят
друг в друга:

Смесь
  К₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ (K2SO4)
называют хромпиком.

Окислительно-восстановительные
свойства:

Соединения
Cr (VI) – сильные окислители, в ОВР переходят в  кислой среде в
производные Cr ⁺³

К₂Cr₂O₇
+ 3К₂SO₃ +4H₂SO₄
= Cr₂(SO₄)₃  + 4K₂SO₄ +
4H₂O

К₂Cr₂O₇
+ 3SO2 +H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ 
+ K₂SO₄ + H₂O

В
нейтральной среде образуется гидроксид Cr (III):

K₂Cr₂O₇
+ 3(NH₄)₂S + H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3S↓ +
6NH₃↑ + 2KOH

В
щелочной
образуются производные анионного комплекса [Cr(OH)₆]^3-.

Переходы
дихромата в ОВР  можно выразить схемой:

Хром

Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова «хром» берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим
разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 — амфотерные,
+6 — кислотные.

В природе хром встречается в виде следующих соединений.

• Fe(CrO₂)₂ — хромистый железняк, хромит
• (Mg, Fe)Cr₂O₄ — магнохромит
• (Fe, Mg)(Cr, Al)₂O₄ — алюмохромит

Получение

В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из
его оксида.

Fe(CrO₂)₂ + C = Fe + Cr + CO

Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr

Химические свойства

• Реакции с неметаллами

Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома (III) — Cr₂O₃ —
происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.

Cr + O₂ = (t) Cr₂O₃

Cr + S = (t) Cr₂S₃

Cr + N₂ = (t) CrN

Cr + C = Cr₂C₃



• Реакция с водой

Протекает в раскаленном состоянии.

Cr + H₂O = (t) Cr(OH)₃ + H₂↑

• Реакции с кислотами

Cr + HCl = CrCl₂ + H₂↑



Cr + H₂SO_4(разб.) = CrSO₄ + H₂↑

С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.

Cr + H₂SO₄ = (t) Cr₂(SO₄)₃ + SO₂↑ + H₂O

• Реакции с солями менее активных металлов

Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.

Cr + CuSO₄ = CrSO₄ + Cu

Соединения хрома (II)

Соединение хрома (II) носят основный характер. Оксид хрома (II) окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы — оксида хрома (III),
реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

CrO + O₂ = Cr₂O₃

CrO + H₂SO₄ = CrSO₄ + H₂O

CrO + SO₃ = CrSO₄

Гидроксид хрома (II), как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами,
кислотными оксидами.

Cr(OH)₂ = (t) CrO + H₂O

Cr(OH)₂ + HCl = CrCl₂ + H₂O

Cr(OH)₂ + SO₃ = CrSO₄ + H₂O

Соединения хрома (III)

Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома (III) гидроксид хрома (III).

Оксид хрома (III) реагирует как с щелочами, так и с кислотами. В реакциях с щелочами при нормальной температуре (в растворе) образуются комплексные соли, при прокаливании — смешанные оксиды. С кислотами оксид хрома (III) образует различные соли.

H₂O + NaOH + Cr₂O₃ → Na₃[Cr(OH)₆] (в растворе, гексагидроксохромат натрия)

Cr₂O₃ + Ba(OH)₂ → (t°) Ba(CrO₂)₂ + H₂O (прокаливание, хромит бария)

Cr₂O₃ + 2NaOH → (t°) 2NaCrO₂ + H₂O (прокаливание, хромит натрия)

Cr₂O₃ + HCl = CrCl₃ + H₂O (сохраняем степень окисления Cr⁺³)

Оксид хрома (III) реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).

Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr

При окислении соединение хрома (III) получают соединения хрома (VI) (в щелочной среде).

K₃[Cr(OH)₆] + H₂O₂ = K₂CrO₄ + KOH + H₂O

Cr₂O₃ + 8NaOH + O₂ = (t) Na₂CrO₄ + H₂O

Соединения хрома (VI)

В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома (VI) — CrO₃, и две кислоты, находящиеся в
растворе в состоянии равновесия: хромовая — H₂CrO₄ и дихромовая кислоты — H₂Cr₂O₇.

Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают
раствор в желтый цвет, а дихроматы — в оранжевый цвет.

Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.

Na₂CrO₄ + H₂SO₄ = Na₂Cr₂O₇ + Na₂SO₄ + H₂O

Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый — образуется хромат.

Na₂Cr₂O₇ + NaOH = Na₂CrO₄ + H₂O

Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название «вулканчик»

(NH₄)₂Cr₂O₇ = (t) Cr₂O₃ + N₂↑ + H₂O

В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.

K₂Cr₂O₇ + HCl = CrCl₃ + KCl + Cl₂↑ + H₂O

Железо

Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.

Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.

В природе железо встречается в виде следующих соединений:

• Fe₂O₃ — красный железняк, гематит
• Fe₃O₄ — магнитный железняк, магнетит
• Fe₂O₃*H₂O — бурый железняк, лимонит
• FeS₂ — пирит, серый или железный колчедан
• FeCO₃ — сидерит

Получение

Получают железо восстановлением из его оксида — руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.

CO + Fe₂O₃ = Fe + CO₂↑

H₂ + Fe₂O₃ = Fe + H₂O

Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается
бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.

Химические свойства

• Реакции с неметаллами

Fe + S = FeS (t > 700°C)

Fe + S = FeS₂ (t < 700°C)

Fe + O₂ = Fe₃O₄ (при горении железа образуется железная окалина — Fe₃O₄ — смесь двух оксидов
FeO*Fe₂O₃)

При нагревании железо взаимодействует с галогенами, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими.

Fe + Cl₂ = (t) FeCl₃

Fe + P = (t) FeP

Fe + C = (t) Fe₃C

Fe + Si = (t) FeSi



• Реакции с кислотами

Железо активнее водорода, способно вытеснить его из кислот.

Fe + HCl = FeCl₂ + H₂↑

На воздухе железо покрывается пленкой оксида, из-за чего пассивируется во многих реакциях, в том числе с концентрированными холодными
серной и азотной кислотами.

Fe + H₂SO_4(разб.) = FeSO₄ + H₂↑

Реакция с концентрированными кислотами идет только при нагревании. В холодных серной и азотной кислотах железо пассивируется.



Fe + H₂SO_4(конц.) = Fe₂(SO₄)₃ + SO₂↑ + H₂O

• Реакции с солями

Железо способно вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее железа.

CuCl₂ + Fe = FeCl₂ + Cu

• Восстановительные свойства

Железо способно восстанавливать соединения железа +3 до +2.

Fe + Fe₂O₃ = (t) FeO

Fe + FeCl₃ = (t) FeCl₂

Соединения железа (II) проявляют основные свойства. Реагируют c кислотами. При разложении гидроксид железа (II)
распадается на соответствующий оксид и воду.

FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O

Fe(OH)₂ + HCl = FeCl₂ + H₂O

Fe(OH)₂ = (t) FeO + H₂O

При хранении на открытом воздухе соли железа (II) приобретают коричневый цвет из-за окисления до железа +3.

FeCl₂ + H₂O + O₂ = Fe(OH)Cl₂

Качественной реакцией на ионы Fe²⁺ в растворе является реакция с красной кровяной солью — K₃[Fe(CN)₆] —
гексацианоферратом (III) калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl₂ + K₃[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆] + KCl

Качественной реакцией на ионы Fe²⁺ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок зеленого цвета.

FeCl₂ + NaOH = Fe(OH)₂ + NaCl

Соединения железа (III) проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа (III) реагирует и с кислотами, и с щелочами.

Fe(OH)₃ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + H₂O

Fe(OH)₃ + KOH = K₃[Fe(OH)₆] (гексагидроксоферрат калия)

При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.

Fe(OH)₃ + KOH = (t) KFeO₂ + H₂O

Гидроксид железа (III) — ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании
легко распадается на воду и соответствующий оксид.

Fe + H₂O + O₂ = Fe(OH)₃

Fe(OH)₃ = (t) Fe₂O₃ + H₂O

Качественной реакцией на ионы Fe³⁺ является взаимодействие с желтой кровяной солью K₄[Fe(CN)₆].
В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl₃ + K₄[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆] + KCl

Реакция хлорида железа (III) с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко
красного цвета.

FeCl₃ + KCNS = Fe(CNS)₃ + KCl

И еще одна качественная реакция на ионы Fe³⁺ — взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок бурого цвета.

FeCl₃ + NaOH = Fe(OH)₃ + NaCl

Соединения железа (VI) — ферраты — соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными
окислительными свойствами.

Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)₃
в щелочи.

Fe + KOH + H₂O = (электролиз) K₂FeO₄ + H₂↑

Fe(OH)₃ + Cl₂ + KOH = K₂FeO₄ + KCl + H₂O

Медь

Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.

Основные степени окисления меди +1, +2.

Медь встречается в самородном виде и в виде соединений, наиболее известные из которых:

• CuFeS₂ — медный колчедан, халькопирит
• Cu₂S — халькозин
• Cu₂CO₃(OH)₂ — малахит

Получение

Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.

CuFeS₂ + O₂ = Cu₂S + FeS + SO₂↑

Cu₂S + O₂ = Cu₂O + SO₂

Cu₂O + Cu₂S = Cu + SO₂

Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди
более активными металлами, например — железом.

CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄

Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.

CuSO₄ + H₂O = Cu + O₂ + H₂SO₄ (медь — на катоде, кислород — на аноде)

Химические свойства

• Реакции с неметаллами

Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.

Cu + CO₂ + H₂O + O₂ = (CuOH)₂CO₃

При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.

4Cu + O₂ = (t) 2Cu₂O (при недостатке кислорода)

2Cu + O₂ = (t) 2CuO (в избытке кислорода)



Cu + Se = (t) Cu₂Se

Cu + S = (t) Cu₂S

• Реакции с кислотами

Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной
— реакция идет.

Cu + H₂SO_4(конц.) = (t) CuSO₄ + SO₂↑ + H₂O

Cu + HNO_3(конц.) = Cu(NO₃)₂ + NO₂↑ + H₂O

Cu + HNO_3(разб.) = Cu(NO₃)₂ + NO↑ + H₂O



Реагирует с царской водкой — смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO₃ к 3 объемам HCl.

Cu + HCl + HNO₃ = CuCl₂ + NO + H₂O

• С оксидами неметаллов

Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.

Cu + SO₂ = (t) CuO + S

Cu + NO₂ = (t) CuO + N₂↑

Cu + NO = (t) CuO + N₂↑

Соединения меди I

В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди (I) можно получить путем восстановления соединений меди (II).

CuCl₂ + Cu = CuCl

CuO + Cu = Cu₂O

Оксид меди (I) можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.

Cu₂O + CO = (t) Cu + CO₂

Cu₂O + Al = (t) Cu + Al₂O₃

Cu₂O + H₂ = (t) Cu + H₂O

Оксид меди (I) окисляется кислородом до оксида меди (II).

Cu₂O + O₂ = (t) CuO

Оксид меди (I) вступает в реакции с кислотами.

Cu₂O + HCl = CuCl + H₂O

Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.

CuOH → Cu₂O + H₂O

Соединения меди (II)

Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)₂.
Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.

Оксид меди (II) получают в реакциях термического разложения гидроксида меди (II), реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.

Cu(OH)₂ = (t) CuO + H₂O

Cu + O₂ = (t) CuO

Химические свойства

• Реакции с кислотами

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

CuO + HCl = CuCl₂ + H₂O

• Разложение

CuO = (t) Cu₂O + O₂

• Восстановление

CuO + CO = Cu + CO₂

CuO + C = Cu + CO

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Гидроксид меди (II) — Cu(OH)₂ — получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.

CuSO₄ + KOH = K₂SO₄ + Cu(OH)₂↓

• Разложение

При нагревании гидроксид меди (II), как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду.

Cu(OH)₂ = (t) CuO + H₂O

• Реакции с кислотами

Cu(OH)₂ + HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂O

Cu(OH)₂ + HCl = CuCl₂ + H₂O

• Реакции с щелочами

Как сказано выше, гидроксид меди (II) носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства.
В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс.

Cu(OH)₂ + LiOH = Li₂[Cu(OH)₄]

• Реакции с кислотными оксидами

Cu(OH)₂ + CO₂ = (CuOH)₂CO₃ + H₂O (дигидроксокарбонат меди (II) — (CuOH)₂CO₃)

Обратите особое внимание на реакцию взаимодействия соли меди (II) — сульфата меди (II), карбоната натрия и воды.

CuSO₄ + Na₂CO₃ + H₂O = (CuOH)₂CO₃ + Na₂SO₄ + CO₂

Химические свойства хрома

Задание 411
Хромит калия окисляется бромом в щелочной среде. Зеленая окраска раствора переходит в желтую. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции. Какие ионы обусловливают начальную и конечную окраску раствора?
Решение:

Уравнение реакции окисления-восстановления хромата калия бромом 

Уравнения электронного баланса:

Ионно-молекулярное уравнение:

2Cr³⁺  + 3Br₂⁰ = 2Cr⁶⁺ + 6Br^—

Молекулярное уравнение реакции:

2KCrO₂  + 3Br₂  + 8NaOH = 2K₂CrO₄ + 6KBr  + 4H₂O

Начальная, зелёная окраска обусловливается хромит-ионами CrO₂^—, а конечная, жёлтая – хромат-ионами CrO₄^2-. 

---

Задание 412
Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций растворения: а) молибдена в азотной кислоте; б) вольфрама в щелочи в присутствии кислорода. Учтите, что молибден и вольфрам приобретают высшую степень окисления.
Решение:

Уравнения реакций растворения металлов в кислоте и щёлочи

а) Растворение молибдена в азотной кислоте

Уравнения электронного баланса:

Ионно-молекулярное уравнение:

Mo⁰  + 2N₅₊ = Mo₆₊ + 2N₂₊

Молекулярное уравнение реакции:

Mo  + 2HNО₃  = H₂MoO₄ + 2NO

б) Растворение вольфрама в щелочи в присутствии кислорода

Уравнения электронного баланса:

Ионно-молекулярное уравнение:

2W⁰  + 3O₂⁰ = 2W⁶⁺ + 6O^2-

Молекулярное уравнение реакции:

2W  + 3O₂ + 4NaOH = 2Na₂WO₄ + 2H₂O

---

Задание 413
При сплавлении хромита железа Fe(CrO₂)₂ с карбонатом натрия в присутствии кислорода хром (III) и железо (II) окисляются и приобретают соответственно степени окисления +6 и +3. Составьте электронные и молекулярное уравнения реакции.
Решение:

Уравнение реакции сплавления хромита железа с карбонатом натрия

Уравнения электронного баланса:

Ионно-молекулярное уравнение:

4Fe(CrO₂)₂  + O₂⁰ = 8CrO₄^2- + 4Fe³⁺ + 2O^2-

Молекулярное уравнение реакции:

4Fe(CrO₂)₂  + O₂ + 8Na₂CO₃   8Na₂CrO₄ + 2Fe₂O₃ + 8CO₂ ↑

---

Задание 414
К подкисленному серной кислотой раствору дихромата калия прибавили порошок алюминия. Через некоторое время оранжевая окраска раствора перешла в зеленую. Составьте электронные и молекулярное уравнения реакции.
Решение:

Уравнение реакции серной кислоты с дихроматом калия

Уравнения электронного баланса:

Ионно-молекулярное уравнение:

Al⁰  + Cr⁶⁺ = Al³⁺ + Cr³⁺

Молекулярное уравнение реакции:

2Al  + K₂Cr₂O₇ + 3H₂SO₄  = Al₂(SO₄)₃ + 2KCrO₂ + 3H₂O

---

Задание 415
Хром получают методом алюминотермии из его оксида (III), а вольфрам — восстановлением оксида вольфрама (VI) водородом. Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
Решение:

Уравнениие реакции получения хрома методом  алюминотермии

а) Получение хрома методом алюминотермии

Уравнения электронного баланса:

Ионно-молекулярное уравнение:

Al⁰  + Cr⁶⁺ = Al³⁺ + Cr³⁺

Молекулярное уравнение реакции:

2Al  + Cr₂O₃  = Al₂О₃ + 2Cr

б) Получение вольфрама методом алюминотермии

Уравнения электронного баланса:

Ионно-молекулярное уравнение:

3Н₂⁰  + W⁶⁺ = 6H⁺ + W⁰

Молекулярное уравнение реакции:

3Н₂  + WO₃ = 3H₂O + W

---