Занятие элективного курса "хром и его соединения". Соединения хрома

Цель: углубить знания учащихся по теме занятия.

Задачи:

• дать характеристику хрома как простого вещества;
• познакомить учащихся с соединениями хрома разной степени окисления;
• показать зависимость свойств соединений от степени окисления;
• показать окислительно – восстановительные свойства соединений хрома;
• продолжить формирование умений учащихся записывать уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде, составлять электронный баланс;
• продолжить формирование умений наблюдать химический эксперимент.

Форма занятия: лекция с элементами самостоятельной работы учащихся и наблюдением за химическим экспериментом.

Ход занятия

I. Повторение материала предыдущего занятия.

1. Ответить на вопросы и выполнить задания:

Какие элементы относятся к подгруппе хрома?

Написать электронные формулы атомов

К какому типу элементов относятся?

Какие степени окисления проявляют в соединениях?

Как изменяется радиус атомов и энергия ионизации от хрома к вольфраму?

Можно предложить заполнить учащимся заполнить таблицу, используя табличные величины радиусов атомов, энергии ионизации и сделать выводы.

Образец таблицы:

2. Заслушать сообщение учащегося по теме «Элементы подгруппы хрома в природе, получение и применение».

II. Лекция.

План лекции:

1. Хром.
2. Соединения хрома. (2)

• Оксид хрома; (2)
• Гидроксид хрома. (2)

1. Соединения хрома. (3)

• Оксид хрома; (3)
• Гидроксид хрома. (3)

1. Соединения хрома (6)

• Оксид хрома; (6)
• Хромовая и дихромовая кислоты.

1. Зависимость свойств соединений хрома от степени окисления.
2. Окислительно – восстановительные свойства соединений хрома.

1. Хром.

Хром – это белый с голубоватым отливом блестящий металл, очень твердый (плотность 7, 2 г/см 3), температура плавления 1890˚С.

Химические свойства: хром при обычных условиях неактивный металл. Это объясняется тем, что его поверхность покрыта оксидной пленкой (Сr 2 О 3). При нагревании оксидная пленка разрушается, и хром реагирует с простыми веществами при высокой температуре:

• 4Сr +3О 2 = 2Сr 2 О 3
• 2Сr + 3S = Сr 2 S 3
• 2Сr + 3Cl 2 = 2СrСl 3

Задание: составить уравнения реакций хрома с азотом, фосфором, углеродом и кремнием; к одному из уравнений составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Взаимодействие хрома со сложными веществами:

При очень высокой температуре хром реагирует с водой:

• 2Сr + 3 Н 2 О = Сr 2 О 3 + 3Н 2

Задание:

Хром реагирует с разбавленной серной и соляной кислотами:

• Сr + Н 2 SО 4 = СrSО 4 + Н 2
• Сr + 2НСl= СrСl 2 + Н 2

Задание: составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Концентрированные серная соляная и азотная кислоты пассивируют хром.

2. Соединения хрома. (2)

1. Оксид хрома (2) - СrО – твердое ярко – красное вещество, типичный основной оксид (ему соответствует гидроксид хрома (2) - Сr(ОН) 2), не растворяется в воде, но растворяется в кислотах:

• СrО + 2НСl = СrСl 2 + Н 2 О

Задание: составить уравнение реакции в молекулярном и ионном виде взаимодействия оксида хрома (2) с серной кислотой.

Оксид хрома (2) легко окисляется на воздухе:

• 4СrО+ О 2 = 2Сr 2 О 3

Задание: составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Оксид хрома (2) образуется при окислении амальгамы хрома кислородом воздуха:

2Сr (амальгама) + О 2 = 2СrО

2. Гидроксид хрома (2) - Сr(ОН) 2 – вещество желтого цвета, плохо растворимо в воде, с ярко выраженным основным характером, поэтому взаимодействует с кислотами:

• Сr(ОН) 2 + Н 2 SО 4 = СrSO 4 + 2Н 2 О

Задание: составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде взаимодействия оксида хрома (2) с соляной кислотой.

Как и оксид хрома (2), гидроксид хрома (2) окисляется:

• 4 Сr(ОH) 2 + О 2 + 2Н 2 О = 4Сr(ОН) 3

Задание: составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Получить гидроксид хрома (2) можно при действии щелочей на соли хрома (2):

• CrCl 2 + 2KOH = Cr(OH) 2 ↓ + 2KCl

Задание: составить ионные уравнения.

3. Соединения хрома. (3)

1. Оксид хрома (3) - Сr 2 О 3 – порошок темно – зеленого цвета, нерастворим в воде, тугоплавкий, по твёрдости близок к корунду (ему соответствует гидроксид хрома (3) – Сr(ОН) 3). Оксид хрома (3) имеет амфотерный характер, однако в кислотах и щелочах растворяется плохо. Реакции со щелочами идут при сплавлении:

• Сr 2 О 3 + 2КОН = 2КСrО 2 (хромит К) + Н 2 О

Задание: составить уравнение реакции в молекулярном и ионном виде взаимодействия оксида хрома (3) с гидроксидом лития.

С концентрированными растворами кислот и щелочей взаимодействует с трудом:

• Сr 2 О 3 + 6 КОН + 3Н 2 О = 2К 3 [Сr(ОН) 6 ]
• Сr 2 О 3 + 6НСl = 2СrСl 3 + 3Н 2 О

Задание: составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде взаимодействия оксида хрома (3) с конценрированной серной кислотой и концентрированным раствором гидроксида натрия.

Оксид хрома (3) может быть получен при разложении дихромата аммония:

• (NН 4)2Сr 2 О 7 = N 2 + Сr 2 О 3 +4Н 2 О

2. Гидроксид хрома (3) Сr(ОН) 3 получают при действии щелочей на на растворы солей хрома (3):

• СrСl 3 +3КОН = Сr(ОН) 3 ↓ + 3КСl

Задание: составить ионные уравнения

Гидроксид хрома (3) представляет собой осадок серо – зеленого цвета, при получении которого, щелочь надо брать в недостатке. Полученный таким образом гидроксид хрома (3), в отличие от соответствующего оксида легко взаимодействует с кислотами и щелочами, т.е. проявляет амфотерные свойства:

• Сr(ОН) 3 + 3НNО 3 = Сr(NО 3) 3 + 3Н 2 О
• Сr(ОН) 3 + 3КОН = К 3 [Сr(ОН)6](гексагидроксохромит К)

Задание: составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде взаимодействия гидроксида хрома (3) с соляной кислотой и гидроксидом натрия.

При сплавлении Сr(ОН) 3 со щелочами получаются метахромиты и ортохромиты:

• Cr(OH) 3 + KOH = KCrO 2 (метахромит К) + 2H 2 O
• Cr(OH) 3 + KOH = K 3 CrO 3 (ортохромит К) + 3H 2 O

4. Соединения хрома. (6)

1. Оксид хрома (6) - СrО 3 – темно – красное кристаллическое вещество, хорошо растворимо в воде – типичный кислотный оксид. Этому оксиду соответствует две кислоты:

• СrО 3 + Н 2 О = Н 2 СrО 4 (хромовая кислота – образуется при избытке воды)
• СrО 3 + Н 2 О =Н 2 Сr 2 О 7 (дихромовая кислота – образуется при большой концентрации оксида хрома (3)).

Оксид хрома (6) – очень сильный окислитель, поэтому энергично взаимодействует с органическими веществами:

• С 2 Н 5 ОН + 4СrО 3 = 2СО 2 + 2Сr 2 О 3 + 3Н 2 О

Окисляет также иод, серу, фосфор, уголь:

• 3S + 4CrO 3 = 3SO 2 + 2Cr 2 O 3

Задание: составить уравнения химических реакций оксида хрома (6) с йодом, фосфором, углем; к одному из уравнений составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель

При нагревании до 250 0 С оксид хрома (6) разлагается:

• 4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3O 2

Оксид хрома (6) можно получить при действии концентрированной серной кислоты на твердые хроматы и дихроматы:

• К 2 Сr 2 О 7 + Н 2 SО 4 = К 2 SО 4 + 2СrО 3 + Н 2 О

2. Хромовая и дихромовая кислоты.

Хромовая и дихромовая кислоты существуют только в водных растворах, образуют устойчивые соли, соответственно хроматы и дихроматы. Хроматы и их растворы имеют желтую окраску, дихроматы – оранжевую.

Хромат - ионы СrО 4 2- и дихромат – ионы Сr 2О 7 2- легко переходят друг в друга при изменении среды растворов

В кислой среде раствора хроматы переходят в дихроматы:

• 2К 2 СrО 4 + Н 2 SО 4 = К 2 Сr 2 О 7 + К 2 SО 4 + Н 2 О

В щелочной среде дихроматы переходят в хроматы:

• К 2 Сr 2 О 7 + 2КОН = 2К 2 СrО 4 + Н 2 О

При разбавлении дихромовая кислота переходит в хромовую кислоту:

• H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 2H 2 CrO 4

5. Зависимость свойств соединений хрома от степени окисления.

Степень окисления	+2	+3	+6
Оксид	СrО	Сr 2 О 3	СrО 3
Характер оксида	основной	амфотерный	кислотный
Гидроксид	Сr(ОН) 2	Сr(ОН) 3 – Н 3 СrО 3	Н 2 СrО 4
Характер гидроксида	основной	амфотерный	кислотный
→ ослабление основных свойств и усиление кислотных→

6. Окислительно – восстановительные свойства соединений хрома.

Реакции в кислотной среде.

В кислотной среде соединения Сr +6 переходят в соединения Сr +3 под действием восстановителей: H 2 S, SO 2 , FeSO 4

• К 2 Сr 2 О 7 +3Н 2 S +4Н 2 SО 4 = 3S + Сr 2 (SО 4) 3 + K 2 SO 4 + 7Н 2 О
• S -2 – 2e → S 0
• 2Cr +6 + 6e → 2Cr +3

Задание:

1. Уравнять уравнение реакции методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

• Na 2 CrO 4 + K 2 S + H 2 SO 4 = S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O

2. Дописать продукты реакции, уравнять уравнение методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

• K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 = ? +? +Н 2 О

Реакции в щелочной среде.

В щелочной среде соединения хрома Сr +3 переходят в соединения Сr +6 под действием окислителей: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:

• 2KCrO 2 +3 Br 2 +8NaOH =2Na 2 CrO 4 + 2KBr +4NaBr + 4H 2 O
• Cr +3 - 3e → Cr +6
• Br2 0 +2e → 2Br -

Задание:

Уравнять уравнение реакции методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

• NaCrO 2 + J 2 + NaOH = Na 2 CrO 4 + NaJ + H 2 O

Дописать продукты реакции, уравнять уравнение методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

• Cr(OH) 3 + Ag 2 O + NaOH = Ag + ? + ?

Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степеней окисления в ряду: Cr +2 → Сr +3 → Сr +6 . Соединения хрома (2) - сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (3). Соединения хрома (6) – сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (3). Соединения хрома (3) при взаимодействии с сильными восстановителями проявляют окислительные свойства, переходя в соединения хрома (2), а при взаимодействии с сильными окислителями проявляют восстановительные свойства, превращаясь в соединеня хрома (6)

К методике проведения лекции:

1. Для активизации познавательной деятельности учащихся и поддержания интереса, целесообразно в ходе лекции проводить демонстрационный эксперимент. В зависимости от возможностей учебной лаборатории можно демонстрировать учащимся следующие опыты:

• получении оксида хрома (2) и гидроксида хрома (2), доказательство их основных свойств;
• получение оксида хрома (3) и гидроксида хрома (3), доказательство их амфотерных свойств;
• получение оксида хрома (6) и растворение его в воде (получение хромовой и дихромовой кислот);
• переход хроматов в дихроматы, дихроматов в хроматы.

1. Задания самостоятельной работы можно дифференцировать с учетом реальных учебных возможностей учащихся.
2. Завершить лекцию можно выполнением следующих заданий: напишите уравнения химических реакций с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

.III. Домашнее задание: доработать лекцию (дописать уравнения химических реакций)

1. Васильева З.Г. Лабораторные работы по общей и неорганической химии. -М.: «Химия», 1979 – 450 с.
2. Егоров А.С. Репетитор по химии. – Ростов-на-Дону: «Феникс», 2006.-765 с.
3. Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. - М., «Высшая школа», 1979. - 295 с.
4. Петров М.М. Неорганическая химия. – Ленинград: «Химия», 1989. – 543 с.
5. Ушкалова В.Н. Химия: конкурсные задания и ответы. - М.: «Просвещение», 2000. – 223 с.

17.doc

Хром. Оксиды хрома (II), (III) и (VI). Гидроксиды и соли хрома (II) и (III). Хроматы и дихроматы. Комплексные соединения хрома (III)

17.1. Краткая характеристика элементов подгруппы хрома

Подгруппа хрома является побочной подгруппой VI группы периодической системы элементов Д.И. Менделеева. В подгруппу входят хром Cr, молибден Mo, вольфрам W.

Эти элементы относятся также к числу переходных металлов, т.к. у них застраивается d-подуровень предвнешнего слоя. Во внешнем слое атомов этих элементов имеется один (у хрома и молибдена) или два (у вольфрама) электрона. Таким образом, атомы элементов подгруппы хрома имеют шесть валентных элек-тронов, способных участвовать в образовании химической связи (см. табл. 30).

Хром, молибден, вольфрам похожи по многим физическим и химическим свойствам: так, в виде простых веществ все они пред-ставляют собой тугоплавкие серебристо-белые металлы, обладаю-щие большой твердостью и рядом ценных механических свойств - способностью к прокатыванию, протягиванию и штам-повке.

С химической точки зрения все металлы подгруппы хрома устойчивы к действию воздуха и воды (при обычных условиях), при нагревании все они взаимодействуют с кислородом, галогена-ми, фосфором, углеродом.

Под действием концентрированных кислот (HNO 3 , H 2 SO 4) при обычной температуре металлы подгруппы хрома пассивируются.

Для всех элементов подгруппы хрома наиболее типичны со-единения, где их степени окисления бывают +2, +3, +6 (хотя есть соединения, где их степени могут быть также +4 и +5, а у хрома и +1). У элементов подгруппы хрома не бывает отрицательной сте-пени окисления, и они не образуют летучих водородных соедине-ний. Твердые гидриды, такие, как CrH 3 , известны только для хрома. Соединения двухвалентных элементов неустойчивы и легко окисляются до более высоких степеней окисления.

С увеличением степени окисления усиливается кислотный характер оксидов, с максимальной степенью окисления +6 обра-зуются оксиды типа RO 3 , которым соответствуют кислоты H 2 RO 4 . Сила кислот закономерно снижается от хрома к вольфраму. Боль-шинство солей этих кислот в воде малорастворимы, хорошо рас-творяются только соли щелочных металлов и аммония.

Как и в других случаях, у элементов подгруппы хрома с воз-растанием порядкового номера усиливаются металлические свой-

Ства. Химическая активность металлов в ряду хром - молиб-ден - вольфрам заметно понижается.

Все металлы подгруппы хрома широко используются в совре-менной технике, в особенности в металлургической промышлен-ности для производства специальных сталей.

17.2. Хром

Нахождение в природе

Хром относится к достаточно распространенным элементам, содержание его в земной коре составляет примерно 0,02% (22-е место). Встречается хром исключительно в соединениях, основ-ными минералами являются хромит FeCr 2 O 4 (или FeO Cr 2 O 3), или хромистый железняк, и крокоит PbCtO 4 (или PbO CrO 3). Окраска многих элементов обусловлена присутствием в них хрома. Так, например, золотисто-зеленый тон изумруду или крас-ный - рубину придает примесь оксида хрома Cr 2 O 3 .

Получение

Сырьем для промышленного получения хрома служит хро-мистый железняк. Его химическая переработка приводит к Cr 2 O 3 . Восстановление Cr 2 O 3 с помощью алюминия или кремния дает металлический хром невысокой степени чистоты:

Cr 2 O 3 +Аl=Аl 2 O 3 +2Cr

2Cr 2 O 3 +3Si=3SiO 2 +4Cr

Более чистый металл получают электролизом концентриро-ванных растворов соединений хрома.

^ Физические свойства

Хром - металл серо-стального цвета, твердый, довольно тя-желый ( = 7,19 г/см 3), пластичный, ковкий, плавится при 1890°С, кипит при 2480°С. В природе встречается в виде смеси четырех стабильных изотопов с массовыми числами 50, 52, 53 и 54. Наиболее распространен изотоп 52 Cr (83,76%).

Химические свойства

Расположение электронов на 3d- и 4s-орбиталях атома хрома можно представить схемой:

Отсюда видно, что хром может проявлять в соединениях раз-личные степени окисления от +1 до +6; из них наиболее устойчи-вы соединения хрома со степенями окисления +2, +3, +6. Таким образом, в образовании химических связей участвует не только s-электрон внешнего уровня, но и пять d-электронов предвнешнего уровня.

При обычных условиях хром устойчив по отношению к кис-лороду, воде, а также к некоторым другим химическим реаген-там. При высоких температурах хром горит в кислороде:

4Cr+3O 2 =2Cr 2 O 3

В раскаленном состоянии реагирует с парами воды:

2Cr+3Н 2 O=Cr 2 O 3 +3H 2 

Металлический хром при нагревании реагирует также с гало-генами, серой, азотом, фосфором, углем, кремнием и бором. Например: 2Cr+N 2 =2CrN 2Cr+3S=Cr 2 S 3 Cr+2Si=CrSi 2

Металл растворяется при обычной температуре в разбавлен-ных кислотах (НСl, H 2 SO 4) с выделением водорода. В этих случаях в отсутствие воздуха образуются соли хрома (II):

Cr+2HCl=CrCl2+H 2  А на воздухе - соли хрома (III): 4Cr+12НCl+3О 2 =4CrСl+6Н 2 O

Если же металл погрузить на некоторое время в азотную кис-лоту (концентрированную или разбавленную), то он перестает растворяться в НСl и в H 2 SO 4 , не изменяется при нагревании с галогенами и т.д. Это явление - пассивирование - объясняется образованием на поверхности металла защитного слоя - очень плотной и механически прочной (хотя и очень тонкой) пленки оксида хрома Cr 2 O 3 .

Применение

Основной потребитель хрома - металлургия. Сталь при до-бавлении хрома становится гораздо более стойкой к действию химических реагентов; повышаются и такие важные свойства стали, как прочность, твердость и износостойкость. Электролити-ческое покрытие хромом железных изделий (хромирование) также сообщает им устойчивость к коррозии.

Семейство хромовых сплавов весьма многочисленно. Нихро-мы (сплавы с никелем) и хромали (с алюминием и железом) устой-

Чивы, обладают высоким сопротивлением и используются для изготовления нагревателей в электрических печах сопротивле-ния. Стеллит - сплав хрома (20-25%), кобальта (45-60%), вольфрама (5-20%), железа (1-3%) - очень тверд, стоек против износа и коррозии; применяется в металлоперерабатывающей промышленности для изготовления режущих инструментов. Хромомолибденовые стали используются для создания фюзеля-жей самолетов.

^ 17.3. Оксиды хрома (II), (III) и (VI)

Хром образует три оксида: CrO, Cr 2 O 3 , CrO 3 .

Оксид хрома (II) CrO - пирофорный черный порошок. Обла-дает основными свойствами.

В окислительно-восстановительных реакциях ведет себя как восстановитель:

CrO получают разложением в вакууме карбонила хрома Cr(СО) 6 при 300°С.

Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 - тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств. Образуется при взаимодействии Cr и O 2 при высокой температуре. В лаборатории оксид хрома (III) можно получить нагреванием дихромата аммония:

(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 =Cr +3 2 O 3 +N 0 2 +4Н 2 О

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Cr 2 O 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +3Н 2 О

При взаимодействии с щелочами в расплаве образуются со-единения хрома (III) - хромиты (в отсутствие кислорода): Cr 2 O 3 +2NaOH=2NaCrO 2 +Н 2 О

В воде оксид хрома (III) нерастворим.

В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III) ведет себя как восстановитель:

Оксид хрома (VI) CrO 3 - хромовый ангидрид, представляет собой темно-красные игольчатые кристаллы. При нагревании около 200°С разлагается:

4CrO 3 =2Cr 2 O 3 +3O 2 

Легко растворяется в воде, имея кислотный характер, образу-ет хромовые кислоты. С избытком воды образуется хромовая кис-лота H 2 CrO 4:

CrO 3 +Н 2 O=Н 2 CrO 4

При большой концентрации CrO 3 образуется дихромовая кис-лота Н 2 Cr 2 О 7:

2CrO 3 +Н 2 О=Н 2 Cr 2 О 7

Которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:

Н 2 Cr 2 О 7 +Н 2 О=2Н 2 CrO 4

Хромовые кислоты существуют только в водном растворе, ни одна из этих кислот в свободном состоянии не выделена. Однако соли их весьма устойчивы.

Оксид хрома (VI) является сильным окислителем:

3S+4CrO 3 =3SO 2 +2Cr 2 O 3

Окисляет иод, серу, фосфор, уголь, превращаясь в Cr 2 O 3 . Получают CrO 3 действием избытка концентрированной сер-ной кислоты на насыщенный водный раствор дихромата натрия: Na 2 Cr 2 O 7 +2H 2 SO 4 =2CrO 3 +2NaHSO 4 +H 2 O Следует отметить сильную токсичность оксида хрома (VI).

^ 17.4. Гидроксиды и соли хрома (II) и (III). Комплексные соединения хрома (III)

Гидроксид хрома (II) Cr(ОН) 2 получают в виде желтого осадка, обрабатывая растворы солей хрома (II) щелочами в отсутствие кислорода:

CrСl 2 +2NaOH=Cr(OH) 2 +2NaCl

Cr(OH) 2 обладает типичными основными свойствами и явля-ется сильным восстановителем:

2Cr(OH) 2 +H 2 O+1/2O 2 =2Cr(OH) 3 

Водные растворы солей хрома (II) получают без доступа воз-духа растворением металлического хрома в разбавленных кисло-тах 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.

По своим химическим свойствам соли хрома (II) похожи на соли двухвалентного железа, но отличаются от последних более ярко выраженными восстановительными свойствами, т.е. легче, чем соответствующие соединения двухвалентного железа, окис-ляются. Именно поэтому очень трудно получать и хранить соеди-нения двухвалентного хрома.

Гидроксид хрома (III) Cr(ОН) 3 - студнеобразный осадок серо-зеленого цвета, его получают при действии щелочей на растворы солей хрома (III):

Cr 2 (SO 4) 3 +6NaOH=2Cr(OH) 3 +3Na 2 SO 4

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами, растворяясь как в кислотах с образованием солей хрома (III):

2Cr(ОН) 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +6Н 2 О так и в щелочах с образованием гидроксихромитов: Cr(OH) 3 +NaOH=Na 3

При сплавлении Cr(ОН) 3 с щелочами образуются метахромиты и ортохромиты:

Cr(ОН) 3 +NaOH=NaCrO 2 +2Н 2 O Cr(ОН) 3 +3NaOH=Na 3 CrO 3 +3Н 2 О

При прокаливании гидроксида хрома (III) образуется оксид хрома (III):

2Cr(ОН) 3 =Cr 2 O 3 +3Н 2 O

Соли трехвалентного хрома как в твердом состоянии, так и в водных растворах окрашены. Например, безводный сульфат хрома (III) Cr 2 (SO 4) 3 фиолетово-красного цвета, водные растворы сульфата хрома (III) в зависимости от условий могут менять цвет от фиолетового до зеленого. Это объясняется тем, что в водных растворах катион Cr 3+ существует только в виде гидратированного иона 3+ благодаря склонности трехвалентного хрома к образованию комплексных соединений. Фиолетовый цвет вод-ных растворов солей хрома (III) обусловлен именно катионом 3+ . При нагревании комплексные соли хрома (III) могут

Частично терять воду, образуя соли различного цвета, вплоть до зеленого.

Соли трехвалентного хрома сходны с солями алюминия по составу, строению кристаллической решетки, по растворимости; так, для хрома (III) так же, как и для алюминия, типично образо-вание хромокалиевых квасцов KCr(SO 4) 2 12Н 2 О, их применяют для дубления кож и в качестве протравы в текстильном деле.

Соли хрома (III)Cr 2 (SО 4) 3 , CrСl 3 и т.д. при хранении на воздухе устойчивы, а в растворах подвергаются гидролизу:

Cr 3+ +3Сl - +НОНCr(ОН) 2+ +3Сl - +Н +

Гидролиз идет по I ступени, но есть соли, которые гидролизуются нацело:

Cr 2 S 3 +Н 2 O=Cr(OH) 3 +H 2 S

В окислительно-восстановительных реакциях в щелочной среде соли хрома (III) ведут себя как восстановители:

Следует отметить, что 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 окис-ления и уменьшением ионных радиусов хрома. В этом же ряду последовательно усиливаются окислительные свойства. Соедине-ния Cr (II) - сильные восстановители, легко окисляются, превра-щаясь в соединения хрома (III). Соединения хрома(VI) - сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения с промежуточной степенью окисления, т.е. соедине-ния хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстано-вителями проявлять окислительные свойства, переходя в соеди-нения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соедине-ния хрома (VI).

^ 17.5. Хроматы и дихроматы

Хромовые кислоты образуют два ряда соединений: хроматы - так называются соли хромовой кислоты, и дихроматы - так называются соли дихромовой кислоты. Хроматы окрашены в желтый цвет (цвет хромат-иона CrO 2- 4), дихроматы - в оранже-вый (цвет дихромат-иона Cr 2 O 2- 7).

Хроматы и дихроматы диссоциируют, образуя соответствен-но хромат- и дихромат-ионы:

К 2 CrO 4 2К + +CrO 2- 4

К 2 Cr 2 О 7  2К + +Cr 2 О 2- 7

Хроматы получают при взаимодействии CrO 3 с щелочами:

CrO 3 +2NaOH=Na 2 CrO 4 +Н 2 О

Дихроматы образуются при добавлении кислот к хроматам:

2Na 2 CrO 4 +H 2 SO 4 =Na 2 Cr 2 O 7 +Na 2 SO 4 +H 2 O

Возможен и обратный переход при добавлении щелочей к растворам дихроматов:

Na 2 Cr 2 O 7 +2NaOH=2Na 2 CrO 4 +Н 2 О

Таким образом, в кислых растворах преимущественно суще-ствуют дихроматы (они окрашивают раствор в оранжевый цвет), а в щелочном - хроматы (растворы желтого цвета). Равновесие в системе хромат-дихромат можно представить следующим уравне-нием в сокращенной ионной форме:

2CrO 2- 4 +2Н + Cr 2 O 2- 7 +Н 2 О Cr 2 O 2- 7 +2OH - 2CrO 2- 4 +Н 2 О

Соли хромовых кислот в кислой среде являются сильными окислителями. Они обычно восстанавливаются до соединений хрома (III), например:

Применение

Соединения хрома (VI) сильно ядовиты: поражают кожу, ды-хательные пути, вызывают воспаление глаз. В лабораториях для мытья химический посуды часто применяют хромовую смесь,

Которая состоит из равных объемов насыщенного водного раствора К 2 Cr 2 О 7 и концентрированной H 2 SO 4 .

Растворимые в воде хроматы натрия и калия применяют в текстильном и кожевенном производстве, как консерванты дре-весины. Нерастворимые хроматы некоторых металлов - пре-красные художественные краски. Это и желтые кроны (PbCrO 4 , |ZnCrO 4 , SrCrO 4), и красный свинцово-молибденовый крон (содержит PbCrO 4 и МоCrO 4) и многие другие. Богатством оттенков - от розово-красного до фиолетового - славится SnCrO 4 , используе-мая в живописи по фарфору.

1) Оксид хрома (III).

Оксид хрома можно получить:

Термическим разложением дихромата аммония:

(NH 4) 2 C 2 O 7 Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O

Восстановлением дихромата калия углеродом (коксом) или серой:

2K 2 Cr 2 O 7 + 3C 2Cr 2 O 3 + 2K 2 CO 3 + CO 2

K 2 Cr 2 O 7 + S Cr 2 O 3 + K 2 SO 4

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами.

C кислотами оксид хрома (III) образует соли:

Cr 2 O 3 + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2 O

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

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

Cr 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O

Cr 2 O 3 + 3Br 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 5H 2 O

Сr 2 O 3 + O 3 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O

Cr 2 O 3 + 3O 2 + 4Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + 4CO 2

Сr 2 O 3 + 3NaNO 3 + 2Na 2 CO 3 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2 + 3NaNO 2

Cr 2 O 3 + KClO 3 + 2Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + KCl + 2CO 2

2) Гидроксид хрома (III)

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами.

2Cr(OH) 3 = Cr 2 O 3 + 3H 2 O

2Cr(OH) 3 + 3Br 2 + 10KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 8H 2 O

3) Соли хрома (III)

2CrCl 3 + 3Br 2 + 16KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 6KCl + 8H 2 O

2CrCl 3 + 3H 2 O 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O

Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O

Cr 2 (SO 4) 3 + 3Br 2 + 16NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O

Cr 2 (SO 4) 3 + 6KMnO 4 + 16KOH = 2K 2 CrO 4 + 6K 2 MnO 4 + 3K 2 SO 4 + 8H 2 O.

2Na 3 + 3Br 2 + 4NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 8H 2 O

2K 3 + 3Br 2 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 8H 2 O

2KCrO 2 + 3PbO 2 + 8KOH = 2K 2 CrO 4 + 3K 2 PbO 2 + 4H 2 O

Cr 2 S 3 + 30HNO 3(конц.) = 2Cr(NO 3) 3 + 3H 2 SO 4 + 24NO 2 + 12H 2 O

2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2

Хроматы (III) легко реагируют с кислотами:

NaCrO 2 + HCl (недостаток) + H 2 O = Cr(OH) 3 + NaCl

NaCrO 2 + 4HCl (избыток) = CrCl 3 + NaCl + 2H 2 O

K 3 + 3CO 2 = Cr(OH) 3 ↓ + 3NaHCO 3

В растворе подвергаются полному гидролизу

NaCrO 2 + 2H 2 O = Cr(OH) 3 ↓ + NaОН

Большинство солей хрома хорошо растворимы в воде, но легко подвергаются гидролизу:

Сr 3+ + HOH ↔ CrOH 2+ + H +

СrCl 3 + HOH ↔ CrOHCl 2 + HCl

Cоли, образованные катионами хрома (III) и анионом слабой или летучей кислоты, в водных растворах полностью гидролизуются:

Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

Cоединения хрома (VI)

1) Оксид хрома (VI).

Оксид хрома (VI). Сильно ядовит!

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

Na 2 Cr 2 O 7 + 2H 2 SO 4 = 2CrO 3 + 2NaHSO 4 + H 2 O

Кислотный оксид, который взаимодействует с основными оксидами, основаниями, водой:

CrO 3 + Li 2 O → Li 2 CrO 4

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

CrO 3 + Н 2 O = Н 2 CrO 4

2CrO 3 + Н 2 O = Н 2 Cr 2 O 7

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

4CrO 3 → 2Cr 2 O 3 + 3O 2 .

4CrO 3 + 3S = 2Cr 2 O 3 + 3SO 2

Окисление солей:

2CrO 3 + 3K 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 3K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Окисление органических соединений:

4CrO 3 + C 2 H 5 OH + 6H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4) 2 + 2CO 2 + 9H 2 O

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

В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III):

K 2 Cr 2 O 7 + 3Na 2 SO 3 + 4H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

2K 2 CrO 4 + 3(NH 4) 2 S + 2H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3S↓ + 6NH 3 + 4KOH

В щелочной – гидроксохроматы (III):

2K 2 CrO 4 + 3NH 4 HS + 5H 2 O + 2KOH = 3S + 2K 3 + 3NH 3 · H 2 O

2Na 2 CrO 4 + 3SO 2 + 2H 2 O + 8NaOH = 2Na 3 + 3Na 2 SO 4

2Na 2 CrO 4 + 3Na 2 S + 8H 2 O = 3S + 2Na 3 + 4NaOH

В кислой – соли хрома (III):

3H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3S + 7H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6KI = Cr 2 (SO 4) 3 + 3I 2 + 4K 2 SO 4 + 7H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3S + 7H 2 O

8K 2 Cr 2 O 7 + 3Ca 3 P 2 + 64HCl = 3Ca 3 (PO 4) 2 + 16CrCl 3 + 16KCl + 32H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6FeSO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3KNO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3KNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 7H 2 O + 2KCl

K 2 Cr 2 O 7 + 3SO 2 + 8HCl = 2KCl + 2CrCl 3 + 3H 2 SO 4 + H 2 O

2K 2 CrO 4 + 16HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 8H 2 O + 4KCl

Продукт восстановления в различных средах можно представить схематично:

H 2 O Cr(OH) 3 серо-зеленый осадок

K 2 CrO 4 (CrO 4 2–)

OH – 3 – раствор изумрудно-зеленого цвета

K 2 Cr 2 O 7 (Cr 2 O 7 2–) H + Cr 3+ раствор сине-фиолетового цвета

Соли хромовой кислоты – хроматы – желтого цвета, а соли дихромовой кислоты – дихроматы – оранжевого цвета. Изменяя реакцию раствора, можно осуществлять взаимное превращение хроматов в дихроматы:

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

кислая среда

2СrO 4 2 – + 2H + Cr 2 O 7 2– + H 2 O

щелочная среда

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 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.

8) 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) Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

2Cr(OH) 3 + 3Cl 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O

Na 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3H 2 S = Cr 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 3S↓ + 7H 2 O

2) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O

Cr 2 O 3 + 2KOH 2KCrO 2 + H 2 O

KCrO 2 + H 2 O + HCl = KCl + Cr(OH) 3 ↓

Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O

3) KNO 3(тв.) + H 2 SO 4(конц.) HNO 3 + KHSO 4

4HNO 3 + Cu = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = 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

4) Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O

2CrCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6KCl

Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3

K 3 + 6HCl = CrCl 3 + 3KCl + 6Н 2 О

5) 2K 2 CrO 4 + 2HCl = K 2 Cr 2 O 7 + 2KCl + H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O

K 2 CrO 4 + BaCl 2 = BaCrO 4 ↓ + 2 KCl

KCl + AgNO 3 = AgCl↓ + KNO 3

6) Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 3K 2 SO 4

2Cr(OH) 3 + 3Br 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 8H 2 O

2Na 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 4 + H 2 O

Na 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + 3SO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O

7) Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

2Cr(OH) 3 + 3Cl 2 + 10KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KCl + 8H 2 O

2K 2 CrO 4 + 3K 2 SO 3 + 5H 2 O = 2Cr(OH) 2 + 3K 2 SO 4 + 4KOH

2Cr(OH) 3 Cr 2 O 3 + 3H 2 O

8) Cr 2 S 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NH 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3(NH 4) 2 SO 4

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2HNO 3

PbS + 4H 2 O 2 = PbSO 4 + 4H 2 O

9) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O

Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4

Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3

10) CrO 3 + 2KOH = K 2 CrO 4 + H 2 O

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 + 14HBr = 3Br 2 + 2CrBr 3 + 7H 2 O + 2KBr

Br 2 + H 2 S = S + 2HBr

11) 2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3

2CrCl 3 + 10NaOH + 3H 2 O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O

2Na 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 4 + H 2 O

Na 2 Cr 2 O 7 + 3Cu 2 O + 10H 2 SO 4 = 6CuSO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 10H 2 O

12) 3NaNO 3 + Cr 2 O 3 + 2Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + 3NaNO 2 + 2CO 2

CO 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + CO 2 + H 2 O

BaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl↓ + Ba(NO 3) 2

13) 2K + S = K 2 S

K 2 S + 2HCl = 2KCl + H 2 S

3H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = 3S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

3S + 2Al = Al 2 S 3

14) 2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3

CrCl 3 + 3KOH = 3KCl + Cr(OH) 3 ↓

2Cr(OH) 3 + 3H 2 O 2 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 8H 2 O

2K 2 CrO 4 + 16HCl = 2CrCl 3 + 4KCl + 3Cl 2 + 8H 2 O

Неметаллы.

IV A группа (углерод, кремний).

Углерод. Соединения углерода.

I. Углерод.

Углерод может проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства. Восстановительные свойства углерод проявляет с простыми веществами, образованными неметаллами с большим по сравнению с ним значением электроотрицательности (галогенами, кислородом, серой, азотом), а также с оксидами металлов, водой и другими окислителями.

При нагревании с избытком воздуха графит горит, образуя оксид углерода (IV):

при недостатке кислорода можно получить СО

Аморфный углерод уже при комнатной температуре реагирует с фтором.

С + 2F 2 = CF 4

При нагревании с хлором:

С + 2Cl 2 = CCl 4

При более сильном нагревании углерод реагирует с серой, кремнием:

При действии электрического разряда углерод соединяется с азотом, образуя диацин:

2С + N 2 → N ≡ C – C ≡ N

В присутствии катализатора (никель) и при нагревании углерод реагирует с водородом:

С + 2Н 2 = СН 4

С водой раскаленный кокс образует смесь газов:

С + H 2 O = CO + H 2

Восстановительные свойства углерода применяются в пирометаллургии:

C + CuO = Cu + CO

При нагревании с оксидами активных металлов углерод образует карбиды:

3С + СаО = СаС 2 + СО

9С + 2Al 2 O 3 = Al 4 C 3 + 6CO

2C + Na 2 SO 4 = Na 2 S + CO 2

2C + Na 2 CO 3 = 2Na + 3CO

Углерод окисляют такие сильные окислители, как концентрированные серная и азотная кислоты, другие окислители:

C + 4HNO 3(конц.) = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

С + 2H 2 SO 4 (конц.) = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O

3C + 8H 2 SO 4 + 2K 2 Cr 2 O 7 = 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 3CO 2 + 8H 2 O

В реакциях с активными металлами углерод проявляет свойства окислителя. При этом образуются карбиды:

4C + 3Al = Al 4 C 3

Карбиды подвергаются гидролизу, образуя при этом углеводороды:

Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4

CaC 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2

Хром образует три оксида: CrO, Cr 2 O 3 , CrO 3 .

Оксид хрома (II) CrO - пирофорный черный порошок. Обла­дает основными свойствами.

В окислительно-восстановительных реакциях ведет себя как восстановитель:

CrO получают разложением в вакууме карбонила хрома Cr(СО) 6 при 300°С.

Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 - тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств. Образуется при взаимодействии Cr и O 2 при высокой температуре. В лаборатории оксид хрома (III) можно получить нагреванием дихромата аммония:

(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 =Cr +3 2 O 3 +N 0 2 ­+4Н 2 О

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Cr 2 O 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +3Н 2 О

При взаимодействии с щелочами в расплаве образуются со­единения хрома (III) - хромиты (в отсутствие кислорода): Cr 2 O 3 +2NaOH=2NaCrO 2 +Н 2 О

В воде оксид хрома (III) нерастворим.

В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III) ведет себя как восстановитель:

Оксид хрома (VI) CrO 3 - хромовый ангидрид, представляет собой темно-красные игольчатые кристаллы. При нагревании около 200°С разлагается:

4CrO 3 =2Cr 2 O 3 +3O 2 ­

Легко растворяется в воде, имея кислотный характер, образу­ет хромовые кислоты. 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 О=Н 2 Cr 2 О 7

которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:

Н 2 Cr 2 О 7 +Н 2 О=2Н 2 CrO 4

Хромовые кислоты существуют только в водном растворе, ни одна из этих кислот в свободном состоянии не выделена. Однако соли их весьма устойчивы.

Оксид хрома (VI) является сильным окислителем:

3S+4CrO 3 =3SO 2 ­+2Cr 2 O 3

Окисляет иод, серу, фосфор, уголь, превращаясь в Cr 2 O 3 . 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 Следует отметить сильную токсичность оксида хрома (VI).

Хром - химический элемент с атомным номером 24. Это твердый, блестящий, серо-стального цвета металл, который хорошо полируется и не тускнеет. Используется в сплавах, таких как нержавеющая сталь, и в качестве покрытия. Организму человека требуются небольшие количества трехвалентного хрома для метаболизма сахара, но Cr (VI) очень токсичен.

Различные соединения хрома, такие как окись хрома (III) и хромат свинца, ярко окрашены и используются в красках и пигментах. Красный цвет рубина обусловлен наличием этого химического элемента. Некоторые вещества, особенно и натрия, являются окислителями, используемыми для окисления органических соединений и (вместе с серной кислотой) для очистки лабораторной посуды. Кроме того, окись хрома (VI) применяется в производстве магнитной ленты.

Открытие и этимология

История открытия химического элемента хром такова. В 1761 году Иоганн Готлоб Леман нашел в Уральских горах оранжево-красный минерал и назвал его «сибирским красным свинцом». Хотя он ошибочно был идентифицирован как соединение свинца с селеном и железом, материал на самом деле являлся хроматом свинца с химической формулой PbCrO 4 . Сегодня он известен как минерал кроконт.

В 1770 году Петр Симон Паллас посетил то место, где Леман нашел красный свинцовый минерал, который имел очень полезные свойства пигмента в красках. Использование сибирского красного свинца в качестве краски получило быстрое развитие. Кроме того, ярко-желтый цвет из кроконта стал модным.

В 1797 году Николя-Луи Воклен получил образцы красной Путем смешивания кроконта с соляной кислотой он получил оксид CrO 3 . Хром как химический элемент был выделен в 1798 году. Воклен получил его при нагревании окисла с древесным углем. Он также смог обнаружить следы хрома в драгоценных камнях, таких как рубин и изумруд.

В 1800-х годах Cr в основном применялся в составе красок и кожевенных солей. Сегодня 85% металла используется в сплавах. Остальная часть применяется в химической промышленности, производстве огнеупорных материалов и литейной промышленности.

Произношение химического элемента хром соответствует греческому χρῶμα, что означает «цвет», из-за множества цветных соединений, которые из него можно получить.

Добыча и производство

Элемент производят из хромита (FeCr 2 O 4). Примерно половина этой руды в мире добывается в Южной Африке. Кроме того, Казахстан, Индия и Турция являются его крупными производителями. Разведанных месторождений хромита достаточно, но географически они сконцентрированы в Казахстане и на юге Африки.

Залежи самородного металлического хрома встречаются редко, но они есть. Например, его добывают на шахте «Удачная» в России. Она является богатой алмазами, и восстановительная среда помогла образоваться чистому хрому и алмазам.

Для промышленного производства металла хромитовые руды обрабатывают расплавленной щелочью (едким натром, NaOH). При этом образуется хромат натрия (Na 2 CrO 4), который восстанавливается углеродом до оксида Сг 2 O 3 . Металл получают при нагревании окисла в присутствии алюминия или кремния.

В 2000 году было добыто около 15 млн т хромитовой руды, которая была переработана в 4 млн т феррохрома, на 70% состоящего из сплава хрома с железом, приблизительная рыночная стоимость которых составила 2,5 млрд долларов США.

Основные характеристики

Характеристика химического элемента хрома обусловлена тем, что он является переходным металлом четвертого периода таблицы Менделеева и расположен между ванадием и марганцем. Входит в VI группу. Плавится при температуре 1907 °С. В присутствии кислорода хром быстро образует тонкий слой оксида, который защищает металл от дальнейшего взаимодействия с кислородом.

Как переходный элемент, он реагирует с веществами в различных соотношениях. Таким образом он образует соединения, в которых имеет различные степени окисления. Хром - химический элемент с основными состояниями +2, +3 и +6, из которых +3 является наиболее устойчивым. Кроме того, в редких случаях наблюдаются состояния +1, +4 и +5. Соединения хрома в степени окисления +6 представляют собой сильные окислители.

Какого цвета хром? Химический элемент придает рубиновый оттенок. Сг 2 O 3 , используемый для также применяется в качестве пигмента под названием «хромовая зелень». Его соли окрашивают стекло в изумрудно-зеленый цвет. Хром - химический элемент, присутствие которого делает рубин красным. Поэтому он используется в производстве синтетических рубинов.

Изотопы

Изотопы хрома обладают атомным весом от 43 до 67. Обычно данный химический элемент состоит из трех стабильных форм: 52 Cr, 53 Cr и 54 Cr. Из них наиболее распространен 52 Cr (83,8% всего природного хрома). Кроме того, описаны 19 радиоизотопов, из которых наиболее стабильным является 50 Cr с периодом полураспада, превышающим 1,8x10 17 лет. У 51 Cr период полураспада - 27,7 дней, а у всех остальных радиоактивных изотопов он не превышает 24 ч, причем у большинства из них он длится менее одной минуты. Элемент также имеет два метасостояния.

Изотопы хрома в земной коре, как правило, сопутствуют изотопам марганца, что находит применение в геологии. 53 Cr образуется при радиоактивном распаде 53 Mn. Соотношение изотопов Mn/Cr подкрепляет другие сведения о ранней истории Солнечной системы. Изменения в соотношениях 53 Cr/ 52 Cr и Mn/Cr из разных метеоритов доказывает то, что новых атомные ядра были созданы непосредственно перед формированием Солнечной системы.

Химический элемент хром: свойства, формула соединений

Оксид хрома (III) Сг 2 O 3 , также известный как полуторная окись, является одним из четырех окислов этого химического элемента. Его получают из хромита. Соединение зеленого цвета обычно называют «хромовой зеленью», когда используют в качестве пигмента для живописи по эмали и стеклу. Оксид может растворяться в кислотах, образуя соли, а в расплавленной щелочи - хромиты.

Бихромат калия

K 2 Cr 2 O 7 является мощным окислителем и ему отдается предпочтение в качестве средства для очистки лабораторной посуды от органики. Для этого используется его насыщенный раствор в Иногда, однако, его заменяют бихроматом натрия, исходя из более высокой растворимости последнего. Кроме того, он может регулировать процесс окисления органических соединений, преобразуя первичный спирт в альдегид, а затем в углекислоту.

Бихромат калия способен вызвать хромовый дерматит. Хром, вероятно, является причиной сенсибилизации, ведущей к развитию дерматита, особенно рук и предплечий, который носит хронический характер и трудно излечим. Как и другие соединения Cr (VI), бихромат калия канцерогенен. С ним нужно обращаться в перчатках и соответствующими средствами защиты.

Хромовая кислота

Соединение обладает гипотетической структурой H 2 CrO 4 . Ни хромовая, ни дихромовая кислоты не встречаются в природе, но их анионы находят в различных веществах. «Хромовая кислота», которую можно встретить в продаже, на самом деле является ее кислотным ангидридом - триоксидом CrO 3 .

Хромат свинца (II)

PbCrO 4 обладает ярко-желтой окраской и практически не растворим в воде. По этой причине он нашел применение в качестве красящего пигмента под названием «желтый крон».

Cr и пятивалентная связь

Хром отличается своей способностью образовывать пятивалентные связи. Соединение создается Cr (I) и углеводородным радикалом. Пятивалентная связь формируется между двумя атомами хрома. Его формула может быть записана как Ar-Cr-Cr-Ar, где Ar представляет собой специфическую ароматическую группу.

Применение

Хром - химический элемент, свойства которого обеспечили ему множество различных вариантов применения, некоторые из которых приведены ниже.

Металлам он придает устойчивость к коррозии и глянцевую поверхность. Поэтому хром входит в состав таких сплавов, как нержавеющая сталь, используемых, например, в столовых приборах. Он также применяется для нанесения хромированного покрытия.

Хром является катализатором различных реакций. Из него делают формы для обжига кирпича. Его солями дубят кожу. Бихромат калия применяют для окисления органических соединений, таких как спирты и альдегиды, а также для очистки лабораторной посуды. Он служит фиксирующим агентом для окрашивания ткани, а также используется в фотографии и фотопечати.

CrO 3 применяется для изготовления магнитных лент (например, для аудиозаписи), которые обладают лучшими характеристиками, чем пленки с оксидом железа.

Роль в биологии

Трехвалентный хром - химический элемент, необходимый для метаболизма сахара в организме человека. Напротив, шестивалентный Cr очень токсичен.

Меры предосторожности

Металлический хром и соединения Cr (III), как правило, не считаются опасными для здоровья, но вещества, содержащие Cr (VI), могут быть токсичными, если их принимать внутрь или вдыхать. Большинство таких веществ оказывают раздражающее действие на глаза, кожу и слизистые оболочки. При постоянном воздействии соединения хрома (VI) могут вызвать повреждение глаз, если их не лечить должным образом. Кроме того, это признанный канцероген. Смертельная доза данного химического элемента - около половины чайной ложки. Согласно рекомендациям Всемирной организации здравоохранения, предельно допустимая концентрация Cr (VI) в питьевой воде составляет 0,05 мг на литр.

Так как соединения хрома используются в красителях и для дубления кожи, они часто встречаются в почве и грунтовых водах заброшенных промышленных объектов, требующих экологической очистки и восстановления. Грунтовка, содержащая Cr (VI), до сих пор широко применяется в аэрокосмической промышленности и автомобилестроении.

Свойства элемента

Основные физические свойства хрома следующие:

• Атомное число: 24.
• Атомный вес: 51,996.
• Температура плавления: 1890 °C.
• Температура кипения: 2482 °C.
• Степень окисления: +2, +3, +6.
• Конфигурация электронов: 3d 5 4s 1 .