Хром подготовка к егэ презентация

Инфоурок

›

Другое

›Презентации›Презентация на тему Соединения хрома в заданиях ЕГЭ уровня С

Презентация на тему Соединения хрома в заданиях ЕГЭ уровня С

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

1.

ХРОМ и его соединения

2.

I. Исторические сведения
II. Хром – химический элемент:
1.Положение хрома в периодической системе
химических элементов Д.И.Менделеева
2. Строение атома.
3. Нахождение в природе
III.Хром – простое вещество
1. Состав. Физические свойства.
2. Получение.
3. Химические свойства
4. Биологическая роль и физиологическое
действие.
5. Применение
IV. Соединения хрома

3.

В 1766 году в окрестностях
Екатеринбурга был
обнаружен минерал,
который получил название
«сибирский красный
свинец», PbCrO4.
Современное название —
крокоит.
В 1797 французский химик Л. Н. Воклен открыл в сибирской
красной свинцовой руде новый элемент хром и в 1798 году
получил его в свободном состоянии.
Происхождение названия
Название элемент получил от греч. χρῶμα — цвет, краска —
из-за разнообразия окраски своих соединений.

4.

Французский химик Луи Николя
Воклен родился в Сент-Андред’Эберто (Нормандия).
Совместно с А. Ф. Фуркруа
выяснил (1799) химическую
природу мочевины. Совместно с
П. Ж. Робике открыл (1806)
первую аминокислоту аспарагин.
Открыл также пектин и яблочную
кислоту, выделил камфорную и
хинную кислоты.
Внёс существенный вклад в
развитие анализа минералов.
Создал школу химиков.
Опубликовал одно из первых в
мире руководств по химическому
анализу – «Введение в
аналитическую химию» (1799).

5.

6.

Положение хрома в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома.
порядковый номер период
Cr
металл
+24
24
4
группа
VIB
1s2 2s22p6 3s23p6 3d 5 4s1
2 8
13 1
валентные электроны
Cr0 ─ 2e → Cr+2
Cr0 ─ 3e → Cr+3
Cr0 ─ 6e → Cr+6

7.

Нахождение хрома в природе
Хром является довольно распространённым элементом
(0,02 масс. долей, %). Основные соединения хрома —
хромистый железняк (хромит) FeO·Cr2O3. Вторым по
значимости минералом является крокоит PbCrO4.
хромит
крокоит

8.

Физические свойства
В свободном виде — голубовато- белый
металл.
Хром (с примесями) является одним из
самых твердых металлов.
Очень чистый хром достаточно хорошо
поддаётся механической обработке,
пластичен.
Устойчив на воздухе. При 2000 °C сгорает с
образованием зелёного оксида хрома (III)
Cr2O3.
Плотность 7,19 г/см3;
t плавления 1890°С;
t кипения
2480°С.

9.

Получение
Из хромистого железняка Fe(CrO2)2
(хромита железа) получают
феррохром восстановлением в
электропечах коксом (углеродом):
FeO· Cr2O3 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO↑
Феррохром — сплав железа и хрома
(около 60% ),
основные примеси – углерод (до5%)
кремний (до 8%), сера (до 0,05 %),
фосфор (до 0,05 %).
Феррохром применяют для
производства легированных
сталей.

10.

Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:
1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия
(кальцинированная сода) на воздухе:
4Fe(CrO2)2 + 8Na2CO3 + 7O2 → 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2↑
2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида
железа;
3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и
выкристаллизовывая дихромат;
4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата
углём:
Na2Cr2O7
+ 2C → Cr2O3 + Na2CO3 + CO↑
5) с помощью алюминотермии получают металлический хром:
Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr + 130 ккал

11.

С помощью электролиза получают электролитический хром
из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего
добавку серной кислоты. При этом на катодах совершаются
в основном 3 процесса:
1) восстановление шестивалентного хрома до
трехвалентного с переходом его в раствор;
2) разряд ионов водорода с выделением газообразного
водорода;
3) разряд ионов, содержащих шестивалентный хром с
осаждением металлического хрома;
Cr2O72− + 14Н+ + 12е− = 2Cr + 7H2O

12.

Химические свойства
Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn,
+
Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au
О2 + неметаллы
+
+
+
Cr
Cr
H2O
растворы HCl, H2SO4
H2SO4 (конц.), HNO3
растворы солей
+
щелочные расплавы окислителей
+

13.

При комнатной температуре хром химически мало активен
из-за образования на его поверхности тонкой прочной
оксидной пленки.
При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он
реагирует практически со всеми неметаллами, например:
кислородом, галогенами, азотом, серой.
Составьте уравнения реакций
хрома с перечисленными неметаллами.
Рассмотрите данные реакции как
окислительно-восстановительные.

14.

4 Cr0 + 3 O20 = 2 Cr2+3O3–2
Cr0 – 3e → Cr+3
4
O20 + 4e → 2O–2 3
Cr0 – восстановитель, процесс окисления
O20 – окислитель, процесс восстановления
2 Cr0 + 3 Br20 = 2 Cr+3Br3–1
Cr0 – 3e → Cr+3
2
Br20 + 2e → 2Br–1 3
Cr0 – восстановитель, процесс окисления
Br20 – окислитель, процесс восстановления

15.

2 Cr0 + N20 = 2Cr+3N–3
Cr0 – 3e → Cr+3 2
N20 + 6e → 2N–3 1
Cr0 – восстановитель, процесс окисления
N20 – окислитель, процесс восстановления
2 Cr0 + 3 S0 = Cr2+3S3–2
Cr0 – 3e → Cr+3 2
S0 + 2e → S–2
3
Cr0 – восстановитель, процесс окисления
S0 – окислитель, процесс восстановления

16.

В раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды:
2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2
Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn,
Cr
Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au
В ряду напряжений хром находится левее водорода и поэтому
в отсутствии воздуха может вытеснять водород из растворов
соляной и серной кислот, образуя соли хрома (II).
Составьте уравнения реакций хрома c растворами соляной
и серной кислот.
Рассмотрите данные реакции как окислительновосстановительные.

17.

Cr0 + 2 H+1Cl = Cr+2Cl2 + H20
Cr0 – 2e → Cr+2
1
2H+ + 2e → H20
1
Cr0 – восстановитель, процесс окисления
HCl (за счет Н+1) – окислитель, процесс восстановления
Cr0 +
H2+1SO4 = Cr+2SO4 + H20
Cr0 – 2e → Cr+2
2H+ + 2e → H20
1
1
Cr0 – восстановитель, процесс окисления
H2SO4(за счет Н+1) – окислитель,
процесс восстановления

18.

В присутствии кислорода
хром реагирует с растворами
кислот c образованием
солей хрома (III)
4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O

19.

Концентрированные серная и азотная
кислоты на холоду пассивируют хром
При сильном нагревании кислоты
pастворяют хром с образованием
cолей хрома (III)
Cr + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + SO2 + H2O
Cr + HNO3 → Cr(NO3)3 + NO2 + H2O
Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные
Расставьте коэффициенты.
Назовите окислитель и восстановитель.

20.

Cr0 + H2S+6O4 → Cr2+3(SO4)3 + S+4O2 + H2O
Cr0 – 3e → Cr+3
S+6 + 2e → S+4
2
3
2Cr + 6H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Cr0 – восстановитель, процесс окисления
H2SO4 (за счет S+6) – окислитель, процесс восстановления
Cr0 + HN+5O3 → Cr+3(NO3)3 + N+4O2 + H2O
Cr0 – 3e → Cr+3
N+5 + 1e → N+4
1
3
Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Cr0 – восстановитель, процесс окисления
HNO3 (за счет N+5) – окислитель, процесс восстановления

21.

Хром способен вытеснять многие металлы, например
медь, олово, серебро и другие, из растворов их солей:
Составьте уравнение реакции хрома c раствором сульфата
меди (II). Рассмотрите данную реакцию как окислительновосстановительную.
Cr0 + Cu+2SO4 → Cr+2SO4 + Cu0
Cr0 – 2e → Cr+2 1
Cu+2+ 2e → Cu0 1
Cr + CuSO4 = CrSO4 + Cu
Cr0 – восстановитель, процесс окисления
CuSO4 (за счет Cu+2) – окислитель, процесс
восстановления

22.

Растворы щелочей на хром практически не действуют.
Хром реагирует с щелочными расплавами окислителей.
В качестве окислителей используют нитраты натрия, калия,
хлорат калия и другие окислители.
При взаимодействии с щелочными расплавами окислителей
хром образует соли анионного типа, в которых проявляет
высшую степень окисления.
Cr + KClO3 + KOH
сплавление
K2CrO4 + KCl + H2O
Рассмотрите эту реакцию как окислительно-восстановительную
Расставьте коэффициенты.
Назовите окислитель и восстановитель.

23.

Cr0 + KCl+5O3 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl–1 + H2O
Cr0 – 3e → Cr+3
Cl+5 + 6e → Cl–
1
2
Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + H2O
Cr0 – восстановитель, процесс окисление
KClO3 (за счет Cl+5) – окислитель, процесс восстановление

24.

Хром — постоянная составная часть
растительных и животных организмов. В
крови содержится от 0,012 до 0,0035 %
хрома. Хром имеет большое значение в
метаболизме углеводов и жиров, а
также участвует в процессе синтеза
инсулина. Важнейшая его
биологическая роль состоит в регуляции
углеводного обмена и уровня глюкозы в
крови Элемент способствует
нормальному формированию и росту
детского организма. Снижение
содержания хрома в пище и крови
приводит к уменьшению скорости роста,
увеличению холестерина в крови.

25.

Хром важный компонент во многих легированных сталях.
Используется в качестве износоустойчивых и красивых
гальванических покрытий (хромирование)
Хром применяется для производства сплавов:
хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел
мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.

26.

Соединения хрома
Соединения хрома (II)
оксид
гидроксид
соли
Соединения хрома (III)
оксид
гидроксид
соли
Соединения хрома (VI)
оксид
гидроксид
соли

27.

Соединения хрома (II)
CrO
Оксид хрома (II) – кристаллы черного цвета,
имеет
основный характер
При осторожном нагревании
гидроксида хрома (II) в отсутствии
кислорода получают оксид хрома (II).
Составьте уравнение реакции.
Cr(OH)2 = CrO + H2O
При более высоких температурах оксид хрома (II)
диспропорционирует:
700°
3CrO = Cr + Cr2O3

28.

Составьте уравнение реакции оксида хрома (II) с соляной и
серной кислотами. Рассмотрите реакции с точки зрения ТЕД.
CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O
CrO + 2H+ + Cl– = Cr2+ + 2Cl– + H2O
CrO + 2H+ = Cr2+ + H2O
CrO + H2SO4 = CrSO4 + H2O
CrO + 2H+ + SO42– = Cr2+ + SO42– + H2O
CrO + 2H+ = Cr2+ + H2O

29.

Оксид хрома (II) – сильный восстановитель.
Кислородом воздуха окисляется до оксида
хрома (III)
Составьте уравнение реакции.
Рассмотрите данную реакцию
как окислительно-восстановительную.
Cr+2O + O20 → Cr2+3O3–2
Cr+2 – 1e → Cr+3
O20 + 4e → 2O–2
4
1
4CrO + O2 = 2Cr2O3
CrO (за счет Cr+2) – восстановитель, процесс окисления
O2 – окислитель, процесс восстановления

30.

Гидроксид хрома (II)
Cr(OH)2
Гидроксид хрома (II) получают в виде желтого осадка
действием растворов щелочей на соли хрома (II) без доступа
воздуха.
Составьте уравнение реакции получения гидроксида
хрома (II) действием гидроксида натрия на хлорид хрома (II).
Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД.
CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 ↓ + 2NaCl
Cr2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– = Cr(OH)2 ↓ + 2Na+ + 2Cl–
Cr2+ + 2OH– = Cr(OH)2 ↓

31.

Гидроксид хрома (II) обладает основными
свойствами.
Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (II) с соляной
кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД
Cr(OН)2 + 2HCl = CrCl2 + 2H2O
Cr(OН)2 + 2H+ + 2Cl– = Cr2+ + 2Cl– + 2H2O
Cr(OН)2 + 2H+ = Cr2+ + 2H2O

32.

Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель.
Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома (III)
Составьте уравнение реакции. Рассмотрите данную реакцию
как окислительно-восстановительную.
Cr+2(ОН)2+ O20 + Н2О → Cr+3(O –2Н)3
Cr+2 – 1e → Cr+3
O20 + 4e → 2O–2
4
1
4Cr(OН)2 + O2 + 2Н2О = 4Cr(OН)3
Cr(OН)2 (за счет Cr+2) –восстановитель, процесс окисления
O2 – окислитель, процесс восстановления

33.

Соли хрома (II)
Водные растворы солей хрома (II) получают без доступа
воздуха растворением металлического хрома в разбавленных
кислотах в атмосфере водорода или восстановлением цинком
в кислой среде солей трехвалентного хрома.
Безводные соли хрома (II) белого цвета, а водные растворы и
кристаллогидраты — синего цвета.
Соединения хрома (II) – сильные восстановители. Легко
окисляются. Именно поэтому очень трудно получать и хранить
соединения двухвалентного хрома.
Реагируют с концентрированными серной и азотной
кислотами:
CrCl2 + O2 + HCl → CrCl3 + H2O
CrCl2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + SO2↑ + HCl↑ + H2O
CrCl2 + HNO3 → Cr(NO3)3 + NO2↑ + HCl↑ + H2O
Рассмотрите эти реакции как окислительновосстановительные. Расставьте коэффициенты..

34.

Cr+2Cl2 + O20 + HCl → Cr+3Cl3 + H2O–2
Cr+2 – 1e → Cr+3
O20 + 4e → 2O–2
4
1
4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O

35.

Cr+2Cl2 + HN+5O3 (к) →Cr+3(NO3)3 + N+4O2↑ + HCl↑ + H2O
Cr+2 – 1e → Cr+3
N+5 + 1e → N+4
1
1
CrCl2 + 4HNO3(конц) = Cr(NO3)3 + NO2↑ + 2HCl↑ + H2O
Cr+2Cl2 + H2S+6O4(к.) →Cr2+3(SO4)3 + S+4O2↑ + HCl↑ + H2O
Cr+2 – 1e → Cr+3
S+6 + 2e → S+4
2
1
2CrCl2 + 4H2SO4(конц) = Cr2(SO4)3 + SO2↑ + 4HCl↑ +2H2O

36.

Соединения хрома (III)
Cr2O3
Оксид хрома () – тугоплавкий порошок темно-зеленого цвета.
Получение.
В лабораторных условиях термическим разложением
дихромата аммония:
t°
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 2H2O
В промышленности восстановлением дихромата калия
коксом или серой:
t°
K2Cr2O7 + 3C = 2Cr2O3 + 2K2CO3 + CO2
t°
K2Cr2O7 + S = 2Cr2O3 + K2SO4

37.

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами
При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III):
Составьте уравнение реакции оксида хрома (III) с соляной
кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД.
Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O
Cr2O3 + 6H+ + 6Cl– = 2Cr3+ + 6Cl– + 3H2O
Cr2O3 + 6H+ = 2Cr3+ + 3H2O

38.

При сплавлении оксида хрома (III) с оксидами,
гидроксидами и карбонатами щелочных и
щелочноземельных металлов образуются
хроматы (III) (хромиты):
t°
Сr2O3 + Ba(OH)2 = Ba(CrO2)2 + H2O
t°
Сr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2
Оксид хрома (III) нерастворим в воде.

39.

В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III)
ведет себя как восстановитель:
Cr2O3 + KOH + KMnO4 → K2CrO4 + MnO2 + H2O
Cr2O3 + KOH + Сa(ClO)2 → K2CrO4 + CaCl2 + H2O
Cr2O3 + O2 + Na2CO3 → Na2CrO4 + CO2
Cr2O3 + KClO3 + Na2CO3 → Na2CrO4 + KCl + CO2
Cr2O3 + NaNO3 + Na2CO3 → Na2CrO4 + NaNO2 + CO2
Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные
Расставьте коэффициенты.

40.

Cr2+3O3 + KOH + KMn+7O4 → K2Cr+6O4 + Mn+4O2 + H2O
2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель
Mn+7 + 3e → Mn+4
2 восстановление, окислитель
Cr2O3 + 2KOH + 2KMnO4 = 2K2CrO4 + 2MnO2 + H2O
Cr2+3O3 + KOH + Сa(Cl+1O)2 → K2Cr+6O4 + CaCl2–1 + H2O
2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель
Cl+1 + 2e → Cl–1
3 восстановление, окислитель
Cr2O3 + 4KOH + 3Сa(ClO)2 = 2K2CrO4 + 3CaCl2 + 2H2O

41.

Cr2+3O3 + O20 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + CO2–2
2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 2 окисление, восстановитель
O20 + 4e → O–2
3 восстановление, окислитель
Cr2O3 + 3O2 + 4Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 4CO2
Cr2+3O3 + KCl+5O3 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + KCl–1 + CO2
2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель
Cl+5 + 6e → Cl–1
1 восстановление, окислитель
Cr2O3 + KClO3
+ 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + KCl
+ 2CO2
Cr2+3O3 + NaN+5O3 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + NaN+3O2 + CO2
2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель
N+5 + 2e → N+3
3 восстановление, окислитель
Cr2O3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2

42.

Оксид хрома (III) – катализатор
В присутствии оксида хрома (III)
аммиак окисляется кислородом воздуха до
монооксида азота, который в избытке
кислорода окисляется до бурого диоксида
азота.

43.

Каталитическое окисление этанола
Окисление этилового спирта
кислородом воздуха происходит
очень легко в присутствии оксида
хрома (III)
Реакция окисления спирта протекает
с выделением энергии. Продукт
реакции окисления спирта уксусный альдегид.
2СН3–СН2–ОН + О2
Cr2O3, t°
2СН3 – С ═ О + 2H2O
H

44.

Гидроксид хрома (III)
Cr(OH)3
Получают гидроксид хрома (III) действием
растворов щелочей или аммиака на растворы
солей хрома (III).
Лабораторный опыт № 1
К раствору хлорида хрома (III) прилейте раствор
аммиака. Что наблюдаете?
Составьте уравнение реакции получения
Cr(OH)3 действием раствора аммиака на
хлорид хрома (III):
CrCl3 + 3(NH3·H2O) = Cr(OH)3 + 3NH4Cl

45.

Лабораторный опыт № 2
Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к
одной из них добавьте раствор соляной кислоты, а к другой –
щелочь. Что происходит?
Какими свойствами обладает гидроксид хрома (III)?
HCl
CrCl3
NaOH
Cr(OH)3
Na3[Cr(OH)6]

46.

Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к
одной из них добавьте серной кислоты, а к другой – щелочь.
Что происходит?
+H2SO4
+NaOH

47.

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами.
При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III):
Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (III) с соляной
кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД.
Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O
Cr(OH)3 + 3H+ + 3Cl– = Cr3+ + 3Cl– + 3H2O
Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O

48.

Гидроксид хрома (III) растворяется в щелочах
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
гексагидроксохромат (III) натрия
(изумрудно-зеленый)
Cr(OH)3 + 3Na+ + 3OH– = 3Na+ + [Cr(OH)6]3–
Cr(OH)3 + 3OH– = [Cr(OH)6]3–
При нагревании гидроксид хрома (III) разлагается:
t°
2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O

49.

Соли хрома (III)
Хроматы (III) устойчивы в щелочной среде. Они легко
реагируют с кислотами:
недостаток кислоты:
NaCrO2 + HCl + H2O = Cr(OH)3 + NaCl
избыток кислоты:
NaCrO2 + 4HCl = CrCl3 + NaCl + 2H2O
с угольной кислотой
Na3[Cr(OH)6] + 3CO2 = Cr(OH)3 + 3NaHCO3
В растворе подвергаются полному гидролизу:
Cr2S3 + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S
В водных растворах катион Cr3+ встречается только
в виде гидратированного иона [Cr(H2O)6] 3+, который
придает раствору сине-фиолетовый цвет.

50.

Сульфат хрома (III) образует двойные соли – хромовые квасцы.
Из смешанного раствора сульфата хрома (III) и сульфата калия
кристаллизуется двойная соль
сине-фиолетового цвета.
–
KCr(SO4)2·12H2O
Применяются в качестве дубящего вещества при
изготовлении эмульсий, а также в дубящих растворах
и дубящих фиксажах.

51.

Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительные
так и восстановительные свойства.
K3[Cr(OH)6] + Br2 + KOH → K2CrO4 + KBr + H2O
CrCl3 + Zn → CrCl2 + ZnCl2
KCrO2 + PbO2 + KOH → K2CrO4 + K2PbO2 + H2O
CrCl3 + H2O2 + KOH → K2CrO4 + KCl + H2O
Cr2(SO4)3 + Cl2 + NaOH → Na2CrO4 + NaCl + H2O + Na2SO4
Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные
Расставьте коэффициенты.
Назовите окислитель и восстановитель.

52.

K3[Cr+3(OH)6] + Br20 + KOH → K2Cr+6O4 + KBr– + H2O
Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель
Br20 + 2e → 2Br–1 3 восстановление, окислитель
2K3[Cr(OH)6] + 3Br2 + 4KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O
Cr+3Cl3 + Zn0 → Cr+2Cl2 + Zn+2Cl2
Cr+3 + 1e → Cr+2
Zn0 – 2e → Zn+2
2
1
восстановление, окислитель
окисление, восстановитель
2CrCl3 + Zn = 2CrCl2 + ZnCl2
KCr+3O2 + Pb+4O2 + KOH → K2Cr+6O4 + K2Pb+2O2 + H2O
Cr+3 – 3e → Cr+6
Pb+4 + 2e → Pb–2
2
3
окисление, восстановитель
восстановление, окислитель
2KCrO2 + 3PbO2 + 8KOH = 2K2CrO4 + 3K2PbO2 + 4H2O

53.

Cr+3Cl3 + H2O2–1 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl + H2O–2
Cr+3 – 3e → Cr+6 2
2O–1 + 2e → 2O–2 3
окисление, восстановитель
восстановление, окислитель
2CrCl3 + 3H2O2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O
Cr2+3(SO4)3 + Cl20 + NaOH → Na2Cr+6O4 + NaCl– + H2O + Na2SO4
Cr+3 – 3e → Cr+6
Cl20 + 2e → 2Cl–1
2
3
окисление, восстановитель
восстановление, окислитель
Cr2(SO4)3 +3Cl2 +16NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8H2O +3Na2SO4

54.

Оксид хрома (VI) CrO3 — хромовый ангидрид,
представляет собой темно-красные
игольчатые кристаллы.
Получают CrO3 действием избытка
концентрированной серной кислоты
на насыщенный водный раствор
дихромата натрия:
Na2Cr2O7 + 2H2SO4 = 2CrO3 + 2NaHSO4 + H2O
При нагревании выше 250 °C разлагается:
4CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2↑.
Оксид хрома (VI) очень ядовит.

55.

CrO3 — кислотный оксид.
При растворении в воде образует кислоты.
С избытком воды образуется хромовая
кислота H2CrO4
CrO3 + Н2O = Н2CrO4
При большой концентрации CrO3 образуется дихромовая
кислота
Н2Cr2О7
2CrO3 + Н2O = Н2Cr2O7
которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:
Н2Cr2О7 + Н2О = 2Н2CrO4
Эти кислоты – неустойчивые. Существуют только в растворе.
Между ними в растворе устанавливается равновесие
2Н2CrO4 ↔ Н2Cr2O7 + Н2O
При взаимодействии CrO3 со щелочами образуются хроматы
CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O.

56.

CrO3 является сильным окислителем
Например этанол, ацетон и многие другие органические
вещества самовоспламеняются или даже взрываются при
контакте с ним.
CrO3 + C2H5OH → CO2 + Cr2O3 + H2O
C2H5OH + 3H2O – 12e → 2CO2 + 12H+
2CrO3 + 6H+ + 6e → Cr2O3 + 3H2O
1
2
C2H5OH + 3H2O + 4CrO3 + 12H+ = 2CO2 + 12H+ + 2Cr2O3 + 6H2O
4CrO3 + C2H5OH → 2CO2 + 2Cr2O3 + 3H2O
Окисляет йод, серу, фосфор, уголь.
4CrO3 + 3S = 2Cr2O3 + 3SO2↑.

57.

Окисление ацетона хромовым ангидридом.
Если поместить оксид хрома на
фарфоровую пластинку и
капнуть на него несколько
капель ацетона,то через
несколько секунд ацетон
загорается. При этом оксид
хрома (VI) восстанавливается
до оксида хрома (III), а ацетон
окисляется до углекислого газа
и воды.
16CrO3 + 3CH3– С – CH3 → 9CO2 + 8Cr2O3 + 9H2O
О

58.

Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты –
хромовая Н2CrO4 и дихромовая Н2Cr2O7

59.

Хромовая кислота —
кристаллическое вещество
красного цвета; выделена
в свободном состоянии
при охлаждении
насыщенных водных
растворов CrO3; хромовая
кислота — электролит
средней силы.
Изополихромовые кислоты
существуют в водных
растворах, окрашенных в
красный цвет

60.

соли
хроматы – соли хромовой кислоты
устойчивы в щелочной среде, при
подкислении переходят в оранжевые
дихроматы, соли двухромовой
кислоты. Реакция обратима, поэтому
при добавлении щелочи желтая
окраска хромата восстанавливается.
2CrO42– + 2H+ ↔ Cr2O72– + H2O
хроматы
Н+
ОН–
дихроматы

61.

Лабораторный опыт № 3
К раствору дихромата калия добавьте гидроксид калия.
Как изменилась окраска? Чем это вызвано?
К полученному раствору добавьте
серной кислоты до восстановления
желтой окраски.
Напишите уравнения реакций.

62.

2K2CrO4 + H2SO4(разб.) = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
2K2CrO4 + 2HCl(разб.) = K2Cr2O7 + 2KCl + H2O
2K2CrO4 + H2O + CO2 = K2Cr2O7 + KHCO3
K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

63.

Взаимопревращение хроматов и дихроматов
Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты –
хромовая Н2CrO4 и дихромовая Н2Cr2O7, Хромат калия
K2CrO4 и дихромат калия K2Cr2O7 – соли этих кислот.
Хроматы – желтого цвета, дихроматы – оранжевого. В
кислой среде хромат-ион превращается в дихромат-ион. В
присутствии щелочи дихроматы снова становятся
хроматами. Хромат калия превращаем в дихромат,
добавляя кислоту. Желтый раствор становится оранжевым.
2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
В стакан с дихроматом калия добавляем щелочь, оранжевый
раствор становится желтым – дихроматы превращаются в
хроматы.
K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

64.

Соединения хрома (VI) –
сильные окислители
H+
Cr3+
Cr2O72– + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O
2–
Cr2O7
H2O
OH–
Cr(OH)3
[Cr(OH)6
3–
]
Cr2O72– + 7Н2О + 6e → 2[Cr(OH)6]3– + 2ОН–

65.

Окислительные свойства дихроматов
Дихроматы, например дихромат калия K2Cr2O7 – сильные
окислители. Под действием восстановителей дихроматы в
кислой среде переходят в соли хрома (III). Примером такой
реакции может служить окисление сульфита натрия
раствором дихромата калия в кислой среде. К раствору
дихромата калия добавляем серную кислоту и раствор
сульфита натрия.
K2Cr2O7 +3Na2SO3+4H2SO4 =Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4+ K2SO4 + 4H2O
Оранжевая окраска, характерная для дихроматов, переходит в
зеленую. Образовался раствор сульфата хрома (III) зеленого
цвета. Соли хрома — ярко окрашены, именно поэтому элемент
получил такое название: «хром», что в переводе с греческого
означает «цвет, краска».
опыт

66.

Zn + K2Cr2O7 + H2SO4 → ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O
K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 → O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O
K2Cr2O7 + H2O + H2S → S + Cr(OH)3 + KOH
K2Cr2O7 + H2O + K2S → S + K3[Cr(OH)6] + KOH
K2Cr2O7 + KOH + (NH4)2S → S + K3[Cr(OH)6] + NH3
Дихроматы проявляют окислительные свойства не только в
растворах, но и в твердом виде:
K2Cr2O7 + S → K2SO4 + Cr2O3
K2Cr2O7 + С → K2СO3 + СО + Cr2O3
K2Cr2O7 + Al → Cr + KAlO2 + Al2O3
Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные
Расставьте коэффициенты.

67.

Zn0 + K2Cr2+6O7 + H2SO4 → Zn+2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 +H2O
Cr+6 + 3e → Cr+3
Zn0 – 2e → Zn+2
2
3
восстановление, окислитель
окисление, восстановитель
3Zn + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
K2Cr2+6O7 + H2S–2 + H2SO4 → S0 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Cr+6 + 3e → Cr+3
S–2 – 2e → S0
2
3
восстановление, окислитель
окисление, восстановитель
K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
K2Cr2+6O7 + H2O2–1 + H2SO4 → O20 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 +H2O
Cr+6 + 3e → Cr+3
2O–1 – 2e → O20
2 восстановление, окислитель
3 окисление, восстановитель
K2Cr2O7 + 3H2O2 + 4H2SO4 = 3O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

68.

K2Cr2+6O7 + H2O + H2S–2 → S0 + Cr+3(OH)3 + KOH
2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 1
S–2 – 2e → S0
3
восстановление, окислитель
окисление, восстановитель
K2Cr2O7 + H2O + 3H2S = 3S + 2Cr(OH)3 + 2KOH
K2Cr2+6O7 + H2O + K2S–2 → S0 + K3[Cr+3 (OH)6] + KOH
2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 1 восстановление, окислитель
S–2 – 2e → S0
3 окисление, восстановитель
K2Cr2O7 + 7H2O + 3K2S = 3S + 2K3[Cr(OH)6] + 2KOH
K2Cr2+6O7 + KOH +H2O + (NH4)2S–2 → S0 + K3[Cr+3(OH)6] + NH3
2Cr+6 + 6e → 2Cr+ 1 восстановление, окислитель
S–2 – 2e → S0
3 окисление, восстановитель
K2Cr2O7 + 4KOH + H2O + 3(NH4)2S = 3S + 2K3[Cr(OH)6] + 6NH3

69.

K2Cr2+6O7 + S0 → K2S+6O4 + Cr2+3O3
Cr+6 + 3e → Cr+3 2
S0 – 6e → S+6
1
восстановление, окислитель
окисление, восстановитель
K2Cr2O7 + S = K2SO4 + Cr2O3
K2Cr2+6O7 + С0 → K2С+4O3 + С+2О + Cr2+3O3
Cr+6 + 3e → Cr+3
С0 – 4e → С+4
С0 – 2e → С+2
3
4
2
2
1
1
восстановление, окислитель
окисление, восстановитель
K2Cr2O7 + 2С = K2СO3 + СО + Cr2O3
K2Cr2+6O7 + Al0 → Cr0 + KAlO2 + Al2+3O3
2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 1 восстановление, окислитель
Al0 – 3e → Al+3
2 окисление, восстановитель
K2Cr2O7 + 4Al = 2Cr + 2KAlO2 + Al2O3

70.

Дихромат калия (хромпик) широко применяется как окислитель
органических соединений:
3С2H5OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4
CH3– CHO + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
3С3H7OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4
3CH3– C–CH3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
║
O

71.

Хроматы щелочных металлов плавятся без разложения, а
дихроматы при высокой температуре превращаются в хроматы
Дихромат аммония разлагается при нагревании:
(NH4)2Cr2O7
180°C
Cr2O3 + N2 + 4H2O

72.

В ряду гидроксидов хрома различных степеней окисления
Cr(ОН)2 — Cr(ОН)3 — Н2CrО4
закономерно происходит ослабление основных свойств и
усиление кислотных. Такое изменение свойств обусловлено
увеличением степени окисления и уменьшением ионных
радиусов хрома. В этом же ряду последовательно
усиливаются окислительные свойства.
Соединения Cr (II) — сильные восстановители, легко
окисляются, превращаясь в соединения хрома (III).
Соединения хрома(VI) — сильные окислители, легко
восстанавливаются в соединения хрома (III).
Соединения хрома (III), могут при взаимодействии с
сильными восстановителями проявлять окислительные
свойства, переходя в соединения хрома (II), а при
взаимодействии с сильными окислителями проявлять
восстановительные свойства, превращаясь в соединения
хрома (VI).

73.

Соединения хрома
Степень окисления хромa
Оксид
Гидроксид
+2
CrO
+3
+6
Cr2O3
CrO3
Cr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO4
H2Cr2O7
Кислотные и окислительные свойства возрастают
Основные и восстановительные свойства возрастают

74.

Начала химии. Современный курс для поступающих в
ВУЗы. – М.: 1Федеративная Книготорговая Компания.
Химия. Подготовка к ЕГЭ: учебно-методическое пособие /
Под ред. В.Н. Доронькина. – Ростов н/Дону: Легион
Химия. Пособие для поступающих в вузы /О.О.
Максименко. – М. : Филол. о-во СЛОВО: Изд-во Эксмо
Интернет-ресурсы (картинки, видеофрагменты: 1) Единая
образовательная коллекция цифровых ресурсов. Химия.
Неорганическая химия. Металлы побочных подгрупп. Хром.
Видеопыты. http://school-collection.edu.ru/
2) Образовательная коллекция
Химия для всех XXI
Химические опыты со взрывами и без
http://ppt4web.ru/khimija/khrom1.html

75. Техника безопасности при работе с соединениями хрома

ТЕХНИКА БЕЗОПАСНОСТИ ПРИ РАБОТЕ С
СОЕДИНЕНИЯМИ ХРОМА
При работе с препаратами хрома не
допускать их попадания на кожу и внутрь
организма.
Соединения хрома высших степеней
окисления оказывают раздражающее и
сжигающее действие на слизистые оболочки
и кожу. В трещинах кожного покрова или
порезах оксид хрома (VI) СгО3 и дихроматы
способны вызывать долго не заживающие
язвы.

76.

Дихроматы более опасны, чем хроматы.
Менее опасны соединения хрома со
степенью окисления +3, однако
установлено, что пыль оксида хрома (III)
Cr2O3, которая образуется при разложении
дихромата аммония (NH4)2Cr2О7 и
алюмотермии оксидов хрома, взывает
раздражение и способна в конечном счете
привести к тяжелейшим заболеваниям
легких.

77. Лабораторный практикум

ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ
Опыт 1. Получение и свойства хроматов и дихроматов
Смещение равновесия между хромат(VI)- и дихромат(VI)- ионами.
К раствору
прилейте 2 моль/л раствор серной кислоты, а к раствору
K2Cr2O7 – 2 моль/л раствор КOH.
Запишите наблюдения. Напишите в ионном виде уравнение реакции,
объясняющее изменение окраски растворов.
2K2CrO4 + H2SO4 ……….
K2Cr2O7 + 2KOH ………..

78.

Окислительные свойства соединений хрома (VI). К раствору дихромата
калия, подкисленному 2 моль/л раствором серной кислоты, прилейте раздельно в
2-х пробирках растворы NaNO2 и Na2S. Запишите наблюдения.
Напишите и уравняйте уравнения реакций ионно электронным методом:
K2Cr2O7+ NaNO2 +H2SO4
K2Cr2O7+H2SO4+Na2S
K2Cr2O7+H2SO4+С2Н5ОН

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

1


СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА Составитель: И.Н. Пиялкина, учитель химии МБОУ СОШ 37 города Белово

2


Соединения хрома Соединения хрома(II) Соединения хрома(III) Соединения хрома(VI) CrO – основный оксид Cr(OH) 2 — основание CrO 3 — кислотный оксид H 2 CrO 4 — хромовая H 2 Cr 2 O 7 — дихромовая кислоты Cr 2 O 3 — амфотерный оксид Cr(OH) 3 — амфотерный гидроксид

3


CrO Оксид хрома (II) – кристаллы черного цвета, имеет основный характер При осторожном нагревании гидроксида хрома (II) в отсутствии кислорода получают оксид хрома (II). Составьте уравнение реакции. Cr(OH) 2 = CrO + H 2 O 3CrO = Cr + Cr 2 O 3 При более высоких температурах оксид хрома (II) диспропорционирует: 700° Соединения хрома (II)

4


Оксида хрома (II) реагирует с соляной и серной кислотами. Рассмотрите реакции с точки зрения ТЭД. CrO + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 O CrO + 2H + + Cl – = Cr Cl – + H 2 O CrO + 2H + = Cr 2+ + H 2 O CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O CrO + 2H + + SO 4 2– = Cr 2+ + SO 4 2– + H 2 O CrO + 2H + = Cr 2+ + H 2 O

5


Оксид хрома (II) – сильный восстановитель. Кислородом воздуха окисляется до оксида хрома (III) Cr +2 O + O 2 0 Cr 2 +3 O 3 –2 Cr +2 – 1e Cr +3 4 O e 2O –2 1 4CrO + O 2 = 2Cr 2 O 3 CrO (за счет Cr +2 ) – восстановитель, процесс окисления O 2 – окислитель, процесс восстановления

6


Cr(OH) 2 Гидроксид хрома (II) Гидроксид хрома (II) получают в виде желтого осадка действием растворов щелочей на соли хрома (II) без доступа воздуха. CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl Cr Cl – +2Na + +2OH – = Cr(OH) 2 + 2Na + +2Cl – Cr OH – = Cr(OH) 2

7


Гидроксид хрома (II) обладает основными свойствами Cr(OН) 2 + 2HCl = CrCl 2 + 2H 2 O Cr(OН) 2 + 2H + + 2Cl – = Cr Cl – + 2H 2 O Cr(OН) 2 + 2H + = Cr H 2 O

8


Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома (III) Cr +2 (ОН) 2 + O Н 2 О Cr +3 (O –2 Н) 3 Cr +2 – 1e Cr +3 4 O e 2O –2 1 4Cr(OН) 2 + O 2 + 2Н 2 О = 4Cr(OН) 3 Cr(OН) 2 (за счет Cr +2 ) – восстановитель, процесс окисления O 2 – окислитель, процесс восстановления

9


Соли хрома (II) Водные растворы солей хрома (II) получают без доступа воздуха растворением металлического хрома в разбавленных кислотах в атмосфере водорода или восстановлением цинком в кислой среде солей трехвалентного хрома. Безводные соли хрома (II) белого цвета, а водные растворы и кристаллогидраты синего цвета. Соединения хрома (II) – сильные восстановители. Легко окисляются. Именно поэтому очень трудно получать и хранить соединения двухвалентного хрома. Реагируют с концентрированными серной и азотной кислотами: 4CrCl 2 + O 2 + 4HCl 4CrCl 3 + 2H 2 O 2CrCl 2 +4H 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) +SO 2 + 4HCl + 2H 2 O CrCl 2 + 4HNO 3 Cr(NO 3 ) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O

10


Cr 2 O 3 Оксид хрома (III) – тугоплавкий порошок темно-зеленого цвета. Получение^ В лабораторных условиях термическим разложением дихромата аммония: (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 2H 2 O В промышленности восстановлением дихромата калия коксом или серой: K 2 Cr 2 O 7 + 3C = 2Cr 2 O 3 + 2K 2 CO 3 + CO 2 K 2 Cr 2 O 7 + S = 2Cr 2 O 3 + K 2 SO 4 t° Соединения хрома (III)

11


Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Составьте уравнение реакции оксида хрома (III) с соляной кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЭД. Cr 2 O 3 + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2 O Cr 2 O 3 + 6H + + 6Cl – = 2Cr Cl – + 3H 2 O Cr 2 O 3 + 6H + = 2Cr H 2 O

12


При сплавлении оксида хрома (III) с оксидами, гидроксидами и карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов образуются хромиты: Сr 2 O 3 + Ba(OH) 2 = Ba(CrO 2 ) 2 + H 2 O Сr 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaCrO 2 + CO 2 t° Оксид хрома (III) нерастворим в воде.

13


В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III) ведет себя как восстановитель и переходит в хромат: Cr 2 O 3 + KOH + KMnO 4 K 2 CrO 4 + MnO 2 + H 2 O Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. Cr 2 O 3 + KOH +Сa(ClO) 2 K 2 CrO 4 + CaCl 2 + H 2 O Cr 2 O 3 + O 2 + Na 2 CO 3 Na 2 CrO 4 + CO 2 Cr 2 O 3 + KClO 3 + Na 2 CO 3 Na 2 CrO 4 + KCl + CO 2 Cr 2 O 3 +NaNO 3 + Na 2 CO 3 Na 2 CrO 4 +NaNO 2 + CO 2

14


Оксид хрома (III) – катализатор В присутствии оксида хрома (III) аммиак окисляется кислородом воздуха до монооксида азота, который в избытке кислорода окисляется до бурого диоксида азота.

15


Каталитическое окисление этанола Окисление этилового спирта кислородом воздуха происходит очень легко в присутствии оксида хрома (III) Реакция окисления спирта протекает с выделением энергии. Продукт реакции окисления спирта — уксусный альдегид. Cr 2 O 3, t° 2СН 3 –СН 2 –ОН +О 2 2СН 3 – С О +2H 2 O H

16


Гидроксид хрома (III) Cr(OH) 3 Получают гидроксид хрома (III) действием растворов щелочей или аммиака на растворы солей хрома (III). Составьте уравнение реакции получения Cr(OH) 3 действием раствора аммиака на хлорид хрома (III): CrCl 3 + 3(NH 3 ·H 2 O) = Cr(OH) 3 + 3NH 4 Cl Лабораторный опыт 1 К раствору хлорида хрома (III) прилейте раствор аммиака. Что наблюдаете?

17


Лабораторный опыт 2 Осадок, полученный в опыте 1 разделите на две части, к одной из них добавьте раствор соляной кислоты, а к другой – щелочь. Что происходит? Какими свойствами обладает гидроксид хрома (III)? Cr(OH) 3 CrCl 3 Na 3 [Cr(OH) 6 ] NaOH HCl

18


+H 2 SO 4 +NaOH Осадок, полученный в опыте 1 разделите на две части, к одной из них добавьте серной кислоты, а к другой – щелочь. Что происходит?

19


Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (III) с соляной кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЭД. Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O Cr(OH) 3 + 3H + + 3Cl – = Cr Cl – + 3H 2 O Cr(OH) 3 + 3H + = Cr H 2 O

20


Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 [Cr(OH) 6 ] Cr(OH) 3 + 3Na + + 3OH – = 3Na + + [Cr(OH) 6 ] 3– Cr(OH) 3 + 3OH – = [Cr(OH) 6 ] 3– 2Cr(OH) 3 = Cr 2 O 3 + 3H 2 O t° Гидроксид хрома (III) растворяется в щелочах При нагревании гидроксид хрома (III) разлагается: гексагидроксохромат (III) натрия (изумрудно-зеленый)

21


Соли хрома (III) Бывают двух видов: CrCl 3 — хроматы (III) и хромиты NaCrO 2 или гидроксокомплексы Na 3 [Cr(OH) 6 ] СВОЙСТВА: 1. Хроматы (III) в щелочной среде образуют гидроксид хрома(III), который сразу растворяется, образуя гидроксокомплексы. CrCl 3 + 3KOH (нед.) Cr(OН) 3 + 3KCl CrCl 3 + 6KOH (изб.) К 3 [Cr(OH) 6 ] + 3KCl 2. Хромиты устойчивы в щелочной среде, в кислой разрушаются: NaCrO 2 + HCl (нед.) + H 2 O = Cr(OH) 3 + NaCl NaCrO 2 + 4HCl (изб.) = CrCl 3 + NaCl + 2H 2 O с угольной кислотой Na 3 [Cr(OH) 6 ] + 3CO 2 = Cr(OH) 3 + 3NaHCO 3

22


Соли хрома (III) 3. Взаимный гидролиз: при смешивании солей хрома (III) с растворами сульфидов, сульфитов, карбонатов происходит выпадение осадка гидроксида хрома (III) и выделение газа Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 + 3H 2 S В водных растворах катион Cr 3+ встречается только в виде гидратированного иона [Cr(H 2 O) 6 ] 3+, который придает раствору сине-фиолетовый цвет. 2CrCl 3 +3Na 2 S + 6H 2 O 2Cr(OН) 3 +3Н 2 S +3NaCl 4. В растворе подвергаются полному гидролизу:

23


Сульфат хрома (III) образует двойные соли – хромовые квасцы Из смешанного раствора сульфата хрома (III) и сульфата калия кристаллизуется двойная соль – KCr(SO 4 ) 2 ·12H 2 O сине-фиолетового цвета. Применяются в качестве дубящего вещества при изготовлении эмульсий, а также в дубящих растворах и дубящих фиксажах.

24


Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительные так и восстановительные свойства. Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. Назовите окислитель и восстановитель. K 3 [Cr(OH) 6 ] +Br 2 +KOH K 2 CrO 4 + KBr + H 2 O CrCl 3 + H 2 O 2 + KOH K 2 CrO 4 +KCl + H 2 O KCrO 2 +PbO 2 + KOH K 2 CrO 4 +K 2 PbO 2 + H 2 O Cr 2 (SO 4 ) 3 +Cl 2 +NaOH Na 2 CrO 4 +NaCl +H 2 O +Na 2 SO 4 CrCl 3 + Zn CrCl 2 + ZnCl 2

25


Получают CrO 3 действием избытка концентрированной серной кислоты на насыщенный водный раствор дихромата натрия: Na 2 Cr 2 O 7 + 2H 2 SO 4 = 2CrO 3 + 2NaHSO 4 + H 2 O Оксид хрома (VI) очень ядовит. 4CrO 3 2Cr 2 O 3 + 3O 2. При нагревании выше 250 °C разлагается: Оксид хрома (VI) CrO 3 хромовый ангидрид, представляет собой темно-красные игольчатые кристаллы. Соединения хрома (VI)

26


CrO 3 кислотный оксид С избытком воды образуется хромовая кислота H 2 CrO 4 CrO 3 + Н 2 O = Н 2 CrO 4 При большой концентрации CrO 3 образуется дихромовая кислота Н 2 Cr 2 О 7 2CrO 3 + Н 2 O = Н 2 Cr 2 O 7 которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту: Н 2 Cr 2 О 7 + Н 2 О = 2Н 2 CrO 4 При растворении в воде образует кислоты. Эти кислоты – неустойчивые. Существуют только в растворе. Между ними в растворе устанавливается равновесие 2Н 2 CrO 4 Н 2 Cr 2 O 7 + Н 2 O При взаимодействии CrO 3 со щелочами образуются хроматы CrO 3 + 2KOH K 2 CrO 4 + H 2 O.

27


CrO 3 является сильным окислителем Например этанол, ацетон и многие другие органические вещества самовоспламеняются или даже взрываются при контакте с ним. Окисляет йод, серу, фосфор, уголь. 4CrO 3 + 3S = 2Cr 2 O 3 + 3SO 2 4CrO 3 + C 2 H 5 OH 2CO 2 + 2Cr 2 O 3 + 3H 2 O

28


Если поместить оксид хрома на фарфоровую пластинку и капнуть на него несколько капель ацетона,то через несколько секунд ацетон загорается. При этом оксид хрома (VI) восстанавливается до оксида хрома (III), а ацетон окисляется до углекислого газа и воды. Окисление ацетона хромовым ангидридом (видео)(видео) 16CrO 3 +3CH 3 – С – CH 3 9CO 2 + 8Cr 2 O 3 + 9H 2 O О

29


Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н 2 CrO 4 и дихромовая Н 2 Cr 2 O 7

30


Хромовая кислота кристаллическое вещество красного цвета; выделена в свободном состоянии при охлаждении насыщенных водных растворов CrO 3 ; хромовая кислота электролит средней силы. Изополихромовые кислоты существуют в водных растворах, окрашенных в красный цвет

31


хроматы – соли хромовой кислоты устойчивы в щелочной среде, при подкислении переходят в оранжевые дихроматы, соли двухромовой кислоты. Реакция обратима, поэтому при добавлении щелочи желтая окраска хромата восстанавливается. 2CrO 4 2– + 2H+ Cr 2 O 7 2– + H 2 O хроматы дихроматы соли ОН – Н+Н+

32


Лабораторный опыт 3 К раствору дихромата калия добавьте гидроксид калия. Как изменилась окраска? Чем это вызвано? К полученному раствору добавьте серной кислоты до восстановления желтой окраски. Напишите уравнения реакций.

33


2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4(разб.) = K 2 Cr 2 O 7 +K 2 SO 4 +H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O 2K 2 CrO 4 +2HCl (разб.) = K 2 Cr 2 O 7 + 2KCl + H 2 O 2K 2 CrO 4 + H 2 O + CO 2 = K 2 Cr 2 O 7 + KHCO 3

34


Взаимопревращение хроматов и дихроматов Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н 2 CrO 4 и дихромовая Н 2 Cr 2 O 7, Хромат калия K 2 CrO 4 и дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 – соли этих кислот. Хроматы – желтого цвета, дихроматы – оранжевого. В кислой среде хромат-ион превращается в дихромат-ион. В присутствии щелочи дихроматы снова становятся хроматами. Хромат калия превращаем в дихромат, добавляя кислоту. Желтый раствор становится оранжевым. 2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O В стакан с дихроматом калия добавляем щелочь, оранжевый раствор становится желтым – дихроматы превращаются в хроматы. K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O

35


Соединения хрома (VI) – сильные окислители Cr 2 O 7 2 – Cr 3+ Cr(OH) 3 [Cr(OH) 6 ] 3 – H+ H2OH2O OH – Cr 2 O 7 2– + 14H + + 6e 2Cr H 2 O Cr 2 O 7 2– + 7Н 2 О + 6e 2[Cr(OH) 6 ] 3– + 2ОН –

36


Окислительные свойства дихроматов Дихроматы, например дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 – сильные окислители. Под действием восстановителей дихроматы в кислой среде переходят в соли хрома (III). Примером такой реакции может служить окисление сульфита натрия раствором дихромата калия в кислой среде. К раствору дихромата калия добавляем серную кислоту и раствор сульфита натрия. K 2 Cr 2 O 7 +3Na 2 SO 3 +4H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4 ) 3 +3Na 2 SO 4 +K 2 SO 4 + 4H 2 O Оранжевая окраска, характерная для дихроматов, переходит в зеленую. Образовался раствор сульфата хрома (III) зеленого цвета. Соли хрома — ярко окрашены, именно поэтому элемент получил такое название: «хром», что в переводе с греческого означает «цвет, краска». опыт

37


1. Zn + K 2 Cr 2 O 7 +H 2 SO 4 ZnSO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 +K 2 SO 4 +H 2 O 2. K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S +H 2 SO 4 S + Cr 2 (SO 4 ) 3 +K 2 SO 4 +H 2 O 3. K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 O 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 +H 2 O 4. K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O + H 2 S S + Cr(OH) 3 + KOH 5. K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O + K 2 S S + K 3 [Cr(OH) 6 ] + KOH Дихроматы проявляют окислительные свойства не только в растворах, но и в твердом виде: K 2 Cr 2 O 7 + S K 2 SO 4 + Cr 2 O 3 K 2 Cr 2 O 7 + С K 2 СO 3 + СО + Cr 2 O 3 K 2 Cr 2 O 7 + Al Cr + KAlO 2 + Al 2 O 3 Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. K 2 Cr 2 O 7 + KOH + (NH 4 ) 2 S S + K 3 [Cr(OH) 6 ] + NH 3

38


Дихромат калия (хромпик) широко применяется как окислитель органических соединений: 3С 2 H 5 OH + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 CH 3 – CHO + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O 3С 3 H 7 OH + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 3CH 3 – C–CH 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O O

39


Хроматы щелочных металлов плавятся без разложения, а дихроматы при высокой температуре превращаются в хроматы. Дихромат аммония разлагается при нагревании: (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O 180°C

40


В ряду гидроксидов хрома различных степеней окисления Cr(ОН) 2 Cr(ОН) 3 Н 2 CrО 4 закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Такое изменение свойств обусловлено увеличением степени окисления и уменьшением ионных радиусов хрома. В этом же ряду последовательно усиливаются окислительные свойства. Соединения Cr (II) сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (III). Соединения хрома(VI) сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).

41


Степень окисления хромa Оксид CrO Cr 2 O 3 CrO 3 Гидроксид Cr(OH) 2 Cr(OH) 3 H 2 CrO 4 H 2 Cr 2 O 7 Кислотные и окислительные свойства возрастают Основные и восстановительные свойства возрастают Соединения хрома

42


Домашнее задание: Выполнить ОВР! Используем презентацию «ОВР по теме «ХРОМ»

43


СПАСИБО ЗА РАБОТУ!

44


Начала химии. Современный курс для поступающих в ВУЗы. – М.: 1Федеративная Книготорговая Компания. Химия. Подготовка к ЕГЭ: учебно-методическое пособие / Под ред. В.Н. Доронькина. – Ростов н/Дону: Легион Химия. Пособие для поступающих в вузы /О.О. Максименко. – М. : Филол. о-во СЛОВО: Изд-во Эксмо Интернет-ресурсы (картинки, видеофрагменты: 1) Единая образовательная коллекция цифровых ресурсов. Химия. Неорганическая химия. Металлы побочных подгрупп. Хром. Видеопыты. 2) Образовательная коллекция Химия для всех XXI Химические опыты со взрывами и без