Хром и его соединения активно используются в промышленном производстве, в частности, в металлургии, химической и огнеупорной промышленности.
Хром Cr - химический элемент VI группы периодической системы Менделеева, атомный номер 24, атомная масса 51,996, радиус атома 0,0125, радиусы ионов Cr2+ - 0,0084; Cr3+ - 0,0064; Cr4+ - 6,0056.
Хром проявляет степени окисления +2, +3, +6, соответственно имеет валентности II, III, VI.
Хром представляет собой твердый, пластичный, довольно тяжелый, ковкий металл серо-стального цвета.
Кипит при 2469 0 С, плавится при 1878± 22 0 С. Обладает всеми характерными свойствами металлов - хорошо проводит тепло, почти не оказывает сопротивления электрическому току, имеет блеск, присущий большинству металлов. И в то же время, устойчив к коррозии на воздухе и в воде.
Примеси кислорода, азота и углерода, даже в самых малых количествах, резко изменяют физические свойства хрома, например, делая его очень хрупким. Но, к сожалению, получить хром без этих примесей очень трудно.
Структура кристаллической решетки - объемноцентрированная кубическая. Особенностью хрома является резкое изменение его физических свойств при температуре около 37°С.
6. Виды соединений хрома.
Оксид хрома (II) CrO (основной) - сильный восстановитель, чрезвычайно неустойчив в присутствии влаги и кислорода. Практического значения не имеет.
Оксид хрома (III) Cr2O3 (амфотерный) устойчив на воздухе и в растворах.
Cr2O3 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + H2O
Cr2O3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O
Образуется при нагревании некоторых соединений хрома (VI), например:
4CrO3 2Cr2O3 + 3О2
(NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O
4Cr + 3O2 2Cr2O3
Оксид хрома (III) используется для восстановления металлического хрома невысокой чистоты с помощью алюминия (алюминотермия) или кремния (силикотермия):
Cr2O3 +2Al = Al2O3 +2Cr
2Cr2O3 + 3Si = 3SiO3 + 4Cr
Оксид хрома (VI) CrO3 (кислотный) - темно малиновые игольчатые кристаллы.
Получают действием избытка концентрированной H2SO4 на насыщенный водный раствор бихромата калия:
K2Cr2O7 + 2H2SO4 = 2CrO3 + 2KHSO4 + H2O
Оксид хрома (VI) - сильный окислитель, одно из самых токсичных соединений хрома.
При растворении CrO3 в воде образуется хромовая кислота H2CrO4
CrO3 + H2O = H2CrO4
Кислотный оксид хрома, реагируя со щелочами, образует желтые хроматы CrO42
CrO3 + 2KOH = K2CrO4 + H2O
2.Гидроксиды
Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами, растворяясь как в
кислотах (ведет себя как основание),так и в щелочах (ведет себя как кислота):
2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O
Cr(OH)3 + KOH = K
При прокаливании гидроксида хрома (III) образуется оксид хрома (III) Cr2O3.
Нерастворим в воде.
2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O
3.Кислоты
Кислоты хрома, отвечающие его степени окисления +6 и различающиеся соотношением числа молекул CrO3 и H2O, существуют только в виде растворов. При растворении кислотного оксида CrO3, образуется монохромовая кислота (просто хромовая) H2CrO4.
CrO3 + H2O = H2CrO4
Подкисление раствора или увеличение в нем CrO3 приводит к кислотам общей формулы nCrO3 H2O
при n=2, 3, 4 это, соответственно, ди, три, тетрохромовые кислоты.
Самая сильная из них - дихромовая, то есть H2Cr2O7. Хромовые кислоты и их соли- сильные окислители и ядовиты.
Различают два вида солей: хромиты и хроматы.
Хромитами с общей формулой RCrO2 называются соли хромистой кислоты HCrO2.
Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O
Хромиты обладают различной окраской - от темно коричневой до совершенно черной и обычно встречаются в виде сплошных массивов. Хромит мягче многих других минералов, температура плавления хромита зависит от его состава 1545-1730 0 С.
Хромит имеет металлический блеск и почти нерастворим в кислотах.
Хроматы - соли хромовых кислот.
Соли монохромовой кислоты H2CrO4 называют монохроматами (хроматы) R2CrO4, соли дихромовой кислоты H2Cr2O7 дихроматы (бихроматы) - R2Cr2O7. Монохроматы обычно окрашены в желтый цвет. Они устойчивы только в щелочной среде, а при подкислении превращаются в оранжево-красные бихроматы:
2Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O
«Национальный исследовательский Томский политехнический Университет»
Институт природных ресурсов Геоэкология и геохимия
Хром
По дисциплине:
Химия
Выполнил:
студент группы 2Г41 Ткачева Анастасия Владимировна 29.10.2014
Проверил:
преподаватель Стась Николай Федорович
Положение в периодической системе
Хром - элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium ). Простое вещество хром - твёрдый металлголубовато-белого цвета. Хром иногда относят к чёрным металлам.
Строение атома
17 Cl)2)8)7 - схема строения атома
1s2s2p3s3p- электронная формула
Атом располагается в III периоде, и имеет три энергетических уровня
Атом располагается в VII в группе, в главной подгруппе – на внешнем энергетическом уровне 7 электронов
Свойства элемента
Физические свойства
Хром - белый блестящий металл с кубической объемно-центрированной решеткой, а = 0,28845 нм, отличающийся твердостью и хрупкостью, с плотностью 7,2 г/см 3 , один из самых твердых чистых металлов (уступает только бериллию, вольфраму и урану), с температурой плавления 1903 град. И с температурой кипения около 2570 град. С. На воздухе поверхность хрома покрывается оксидной пленкой, которая предохраняет его от дальнейшего окисления. Добавка углерода к хрому еще больше увеличивает его твердость.
Химические свойства
Хром при обычных условиях – инертный металл, при нагревании становится довольно активным.
Взаимодействие с неметаллами
При нагревании выше 600°С хром сгорает в кислороде:
4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3 .
С фтором реагирует при 350°С, с хлором – при 300°С, с бромом – при температуре красного каления, образуя галогениды хрома (III):
2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3 .
С азотом реагирует при температуре выше 1000°С с образованием нитридов:
2Cr + N 2 = 2CrN
или 4Cr + N 2 = 2Cr 2 N.
2Cr + 3S = Cr 2 S 3 .
Реагирует с бором, углеродом и кремнием с образованием боридов, карбидов и силицидов:
Cr + 2B = CrB 2 (возможно образование Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 4),
2Cr + 3C = Cr 2 C 3 (возможно образование Cr 23 C 6 , Cr 7 B 3),
Cr + 2Si = CrSi 2 (возможно образование Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 , CrSi).
С водородом непосредственно не взаимодействует.
Взаимодействие с водой
В тонкоизмельченном раскаленном состоянии хром реагирует с водой, образуя оксид хрома (III) и водород:
2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2
Взаимодействие с кислотами
В электрохимическом ряду напряжений металлов хром находится до водорода, он вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот:
Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 ;
Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 .
В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):
4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O.
Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты:
2Cr + 6H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O;
Cr + 6HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.
Взаимодействие с щелочными реагентами
В водных растворах щелочей хром не растворяется, медленно реагирует с расплавами щелочей с образованием хромитов и выделением водорода:
2Cr + 6KOH = 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2 .
Реагирует с щелочными расплавами окислителей, например хлоратом калия, при этом хром переходит в хромат калия:
Cr + KClO 3 + 2KOH = K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O.
Восстановление металлов из оксидов и солей
Хром – активный металл, способен вытеснять металлы из растворов их солей: 2Cr + 3CuCl 2 = 2CrCl 3 + 3Cu.
Свойства простого вещества
Устойчив на воздухе за счёт пассивирования. По этой же причине не реагирует с серной и азотной кислотами. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома(III) Cr 2 O 3 , обладающего амфотерными свойствами.
Синтезированы соединения хрома с бором (бориды Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 2 , CrB 4 и Cr 5 B 3), с углеродом (карбиды Cr 23 C 6 , Cr 7 C 3 и Cr 3 C 2), c кремнием (силициды Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 и CrSi) и азотом (нитриды CrN и Cr 2 N).
Соединения Cr(+2)
Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr 2+ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr 3+ или дихроматов цинком в кислой среде («водородом в момент выделения»):
Все эти соли Cr 2+ - сильные восстановители вплоть до того, что при стоянии вытесняют водород из воды. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr 2+ окисляется, в результате чего голубой раствор быстро зеленеет.
Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH) 2 осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II).
Синтезированы дигалогениды хрома CrF 2 , CrCl 2 , CrBr 2 и CrI 2
Соединения Cr(+3)
Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr 2 O 3 и гидроксид Cr(OH) 3 (оба - зелёного цвета). Это - наиболее устойчивая степень окисления хрома. Соединения хрома в этой степени окисления имеют цвет от грязно-лилового (ион 3+) до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы).
Cr 3+ склонен к образованию двойных сульфатов вида M I Cr(SO 4) 2 ·12H 2 O (квасцов)
Гидроксид хрома (III) получают, действуя аммиаком на растворы солей хрома (III):
Cr+3NH+3H2O→Cr(OH)↓+3NH
Можно использовать растворы щелочей, но в их избытке образуется растворимый гидроксокомплекс:
Cr+3OH→Cr(OH)↓
Cr(OH)+3OH→
Сплавляя Cr 2 O 3 со щелочами получают хромиты:
Cr2O3+2NaOH→2NaCrO2+H2O
Непрокаленный оксид хрома(III) растворяется в щелочных растворах и в кислотах:
Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3H2O
При окислении соединений хрома(III) в щелочной среде образуются соединения хрома(VI):
2Na+3HO→2NaCrO+2NaOH+8HO
То же самое происходит при сплавлении оксида хрома (III) со щелочью и окислителями, или со щелочью на воздухе (расплав при этом приобретает жёлтую окраску):
2Cr2O3+8NaOH+3O2→4Na2CrO4+4H2O
Соединения хрома (+4) [
При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO 3 в гидротермальных условиях получают оксид хрома(IV) CrO 2 , который является ферромагнетикоми обладает металлической проводимостью.
Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF 4 , тетрахлорид хрома CrCl 4 существует только в парах.
Соединения хрома (+6)
Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид хрома (VI) CrO 3 и целый ряд кислот, между которыми существует равновесие. Простейшие из них - хромовая H 2 CrO 4 и двухромовая H 2 Cr 2 O 7 . Они образуют два ряда солей: желтые хроматы и оранжевые дихроматы соответственно.
Оксид хрома (VI) CrO 3 образуется при взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H 2 CrO 4 , дихромовую H 2 Cr 2 O 7 и другие изополикислоты с общей формулой H 2 Cr n O 3n+1 . Увеличение степени полимеризации происходит с уменьшением рН, то есть увеличением кислотности:
2CrO+2H→Cr2O+H2O
Но если к оранжевому раствору K 2 Cr 2 O 7 прилить раствор щёлочи, как окраска вновь переходит в жёлтую так как снова образуется хромат K 2 CrO 4:
Cr2O+2OH→2CrO+HO
До высокой степени полимеризации, как это происходит у вольфрама и молибдена, не доходит, так как полихромовая кислота распадается на оксид хрома(VI) и воду:
H2CrnO3n+1→H2O+nCrO3
Растворимость хроматов примерно соответствует растворимости сульфатов. В частности, желтый хромат бария BaCrO 4 выпадает при добавлении солей бария, как к растворам хроматов, так и к растворам дихроматов:
Ba+CrO→BaCrO↓
2Ba+CrO+H2O→2BaCrO↓+2H
Образование кроваво-красного малорастворимого хромата серебра используют для обнаружения серебра в сплавах при помощи пробирной кислоты.
Известны пентафторид хрома CrF 5 и малоустойчивый гексафторид хрома CrF 6 . Также получены летучие оксигалогениды хрома CrO 2 F 2 и CrO 2 Cl 2 (хромилхлорид).
Соединения хрома(VI) - сильные окислители, например:
K2Cr2O7+14HCl→2CrCl3+2KCl+3Cl2+7H2O
Добавление к дихроматам перекиси водорода, серной кислоты и органического растворителя (эфира) приводит к образованию синего пероксида хрома CrO 5 L (L - молекула растворителя), который экстрагируется в органический слой; данная реакция используется как аналитическая.
Пособие-репетитор по химии
Продолжение. Cм. в № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18/2008
ЗАНЯТИЕ 25
10-й класс (первый год обучения)
Хром и его соединения
1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.
2. Происхождение названия.
3. Физические свойства.
4. Химические свойства.
5. Нахождение в природе.
6. Основные методы получения.
7. Важнейшие соединения хрома:
а) оксид и гидроксид хрома(II);
б) оксид и гидроксид хрома(III), их амфотерные свойства;
в) оксид хрома(VI), хромовая и дихромовая кислота, хроматы и дихроматы.
9. Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома.
Хром расположен в побочной подгруппе VI группы таблицы Д.И.Менделеева. При составлении электронной формулы хрома необходимо вспомнить, что в связи с большей устойчивостью конфигурации 3d 5 у атома хрома наблюдается проскок электрона и электронная формула имеет вид: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 1 3d 5 . В соединениях хром может проявлять степени окисления +2, +3 и +6 (степень окисления +3 является наиболее устойчивой):
Хром получил свое название от греческого слова chroma (цвет, краска) из-за яркой разнообразной окраски его соединений.
Хром – белый блестящий металл, очень твердый, хрупкий, тугоплавкий. Устойчив к коррозии. На воздухе покрывается оксидной пленкой, из-за чего поверхность становится матовой.
Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а
При обычных условиях хром – неактивный металл и реагирует только со фтором. Но при нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и хром реагирует со многими простыми и сложными веществами (аналогично Al).
4Cr + 3O 2 2Cr 2 O 3 .
Металлы (–).
Неметаллы (+):
2Cr + 3Cl 2 2CrCl 3 ,
2Cr + 3F 2 = 2CrF 3 ,
2Cr + 3SCr 2 S 3 ,
Н 2 О (+/–):*
2Cr + 3H 2 O (пар)Cr 2 O 3 + 3H 2 .
Основные оксиды (–).
Кислотные оксиды (–).
Основания (+/–):
2Cr + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 .
Кислоты-неокислители (+).
Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 .
Кислоты-окислители (–). Пассивация.
Соли (+/–):
2Cr + 3CuSO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Cu,
Cr + CaCl 2 нет реакции.
В п р и р о д е элемент хром представлен четырьмя изотопами с массовыми числами 50, 52, 53 и 54. В природе хром встречается только в виде соединений, важнейшими из которых являются хромистый железняк, или хромит (FeOжCr 2 O 3) и свинцовая красная руда (PbCrO 4).
Металлический хром получают: 1) из его оксида с помощью алюмотермии:
Cr 2 O 3 + 2Al 2Cr + Al 2 O 3 ,
2) электролизом водных растворов или расплавов его солей:
Из хромистого железняка в промышленности получают сплав железа с хромом – феррохром, широко используемый в металлургии:
FeO Cr 2 O 3 + 4CFe + 2Cr + 4CO.
В а ж н е й ш и е с о е д и н е н и я х р о м а
Хром образует три оксида и соответствующих им гидроксида, характер которых закономерно изменяется с увеличением степени окисления хрома:
Оксид хрома (II) (CrO) – твердое, не растворимое при обычных условиях в воде вещество ярко-красного или коричнево-красного цвета, типичный основной оксид. Оксид хрома(II) легко окисляется на воздухе при нагревании, восстанавливается до чистого хрома.
CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O,
4CrO + O 2 2Сr 2 O 3 ,
CrO + H 2 Сr + H 2 O.
Получают оксид хрома(II) прямым окислением хрома:
2Cr + O 2 2СrO.
Гидроксид хрома (II) (Cr(OH) 2) – нерастворимое в воде вещество желтого цвета, слабый электролит, проявляет основные свойства, хорошо растворяется в концентрированных кислотах; легко окисляется в присутствии влаги кислородом воздуха; при прокаливании на воздухе разлагается с образованием оксида хрома(III):
Cr(OH) 2 + 2HCl = CrCl 2 + 2H 2 O,
4Cr(OH) 2 + O 2 2Сr 2 O 3 + 4H 2 O.
Получают гидроксид хрома(II) реакцией обмена между солью хрома(II) и раствором щелочи в отсутствие кислорода:
CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl.
Оксид хрома (III) (Cr 2 O 3) проявляет амфотерные свойства. Это тугоплавкий (по твердости сравним с корундом) порошок зеленого цвета, не растворяется в воде. Канцероген! Получают его при разложении дихромата аммония, гидроксида хрома(III), восстановлением дихромата калия или прямым окислением хрома:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O,
2Cr(OH) 3 Cr 2 O 3 + 3H 2 O,
2K 2 Cr 2 O 7 + 3С2Cr 2 O 3 + 2K 2 CO 3 + СO 2 ,
4Cr + 3O 2 2Cr 2 O 3 .
При обычных условиях оксид хрома(III) плохо растворяется в кислотах и щелочах; амфотерные свойства он проявляет при сплавлении со щелочами или с карбонатами щелочных металлов (образуя хромиты); при высоких температурах оксид хрома(III) можно восстановить до чистого металла:
Cr 2 O 3 + 2KOH 2KCrO 2 + H 2 O,
Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 2NaCrO 2 + CO 2 ,
Cr 2 O 3 + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2 O,
2Cr 2 O 3 + 3С4Cr + 3СO 2 .
Гидроксид хрома (III) (Cr(OH) 3) осаждается при действии щелочей на соли трехвалентного хрома (серо-зеленый осадок):
CrCl 3 + 3NaOH (недостаток) = Сr(OH) 3 + 3NaCl.
Он проявляет амфотерные свойства, растворяясь как в кислотах, так и в избытке щелочей; термически неустойчив:
Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O,
Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3 ,
Cr(OH) 3 + KOH KCrO 2 + 2H 2 O,
2Cr(OH) 3 Cr 2 O 3 + 3H 2 O.
Оксид хрома (VI) (CrO 3) – кристаллическое вещество темно-красного цвета, ядовит, проявляет кислотные свойства. Хорошо растворим в воде, при растворении этого оксида в воде образуются хромовые кислоты; как кислотный оксид CrO 3 взаимодействует с основными оксидами и со щелочами; термически неустойчив; является сильнейшим окислителем:
CrO 3 + H 2 O =
2CrO 3 + H 2 O =
CrO 3 + K 2 OK 2 CrO 4 ,
CrO 3 + 2NaOH = Na 2 CrO 4 + H 2 O,
4CrO 3 2Cr 2 O 3 + 3O 2 ,
Получают этот оксид взаимодействием сухих хроматов и дихроматов с концентрированной серной кислотой:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 (конц.)2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O,
K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 (конц.)CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Хромовая и дихромовая кислоты существуют только в водных растворах, но образуют устойчивые соли – хроматы и дихроматы . Хроматы и их растворы имеют желтую окраску, а дихроматы – оранжевую. Хромат-ионы и дихромат-ионы легко переходят друг в друга при изменении среды раствора. В кислой среде хроматы переходят в дихроматы, раствор приобретает оранжевую окраску; в щелочной среде дихроматы переходят в хроматы, раствор становится желтым:
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.
Ион устойчив в щелочной среде, а – в кислой.
О к и с л и т е л ь н о–в о с с т а н о в и т
е л ь н ы е с в о й с т в а
с о е д и н е н и й х р о м а
Из всех соединений хрома наиболее устойчивыми являются соединения со степенью окисления хрома +3. Соединения хрома со степенью окисления +2 являются сильными восстановителями и легко окисляются до +3:
4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Cr(OH) 3 ,
4CrCl 2 + 4HCl + O 2 = 4CrCl 3 + 2H 2 O.
Соединения, содержащие хром в степени окисления +6, являются сильными окислителями, хром при этом восстанавливается от +6 до +3:
K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 = 3S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O.
Для обнаружения спирта в выдыхаемом воздухе используется реакция, основанная на окислительной способности оксида хрома(VI):
4CrO 3 + 3С 2 H 5 OH 2Cr 2 O 3 + 3CH 3 COOH + 3H 2 O.
Раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте называют хромовой смесью и используют для очистки химической посуды.
Тест по теме «Хром и его соединения»
1. Некоторый элемент образует все три типа оксидов (основный, амфотерный и кислотный). Степень окисления элемента в амфотерном оксиде будет:
а) минимальной;
б) максимальной;
в) промежуточной между минимальной и максимальной;
г) может быть любой.
2. При взаимодействии свежеприготовленного осадка гидроксида хрома(III) с избытком раствора щелочи образуется:
а) средняя соль; б) основная соль;
в) двойная соль; г) комплексная соль.
3. Общее число электронов на предвнешнем уровне атома хрома составляет:
а) 12; б) 13; в) 1; г) 2.
4. Какой из оксидов металлов относится к кислотным?
а) Оксид меди(II); б) оксид хрома(VI);
в) оксид хрома(III); г) оксид железа(III).
5. Какая масса дихромата калия (в г) необходима для окисления 11,2 г железа в сернокислом растворе?
а) 58,8; б) 14,7; в) 294; г) 29,4.
6. Какую массу воды (в г) необходимо выпарить из 150 г 10%-го раствора хлорида хрома(III) для получения 30%-го раствора этой соли?
а) 100; б) 20; в) 50; г) 40.
7. Молярная концентрация серной кислоты в растворе равна 11,7 моль/л, а плотность раствора составляет 1,62 г/мл. Массовая доля серной кислоты в этом растворе равна (в %):
а) 35,4; б) 98; в) 70,8; г) 11,7.
8. Число атомов кислорода в 19,4 г хромата калия равно:
а) 0,602 10 23 ; б) 2,408 10 23 ;
в) 2,78 10 23 ; г) 6,02 10 23 .
9. Лакмус покажет красную окраску в водном растворе (возможно несколько правильных ответов):
а) хлорида хрома(III); б) хлорида хрома(II);
в) хлорида калия; г) соляной кислоты.
10. Переход хромата в дихромат происходит в … среде и сопровождается процессом:
а) кислая, процесс восстановления;
б) кислая, не происходит изменения степеней окисления;
в) щелочная, процесс восстановления;
г) щелочная, не происходит изменения степеней окисления.
Ключ к тесту
1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 |
в | г | б | б | г | а | в | б | а, б, г | б |
Качественные задачи по идентификации веществ 1. Водный раствор некоторой соли разделили на две части. Одну из них обработали избытком щелочи и нагрели, выделившийся газ изменил цвет красного лакмуса на синий. Другую часть обработали соляной кислотой, выделившийся газ вызвал помутнение известковой воды. Какую соль подвергли анализу? Подтвердите свой ответ уравнениями реакций.
Ответ . Карбонат аммония.
2. При добавлении к водному раствору вещества А (раздельно) аммиака, сульфида натрия и нитрата серебра образуются белые осадки, причем два из них - одинакового состава. Что собой представляет вещество А? Напишите уравнения реакций.
Решение
Вещество А – AlCl 3 .
AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 + 3NH 4 Cl,
2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl,
AlCl 3 + 3AgNO 3 = 3AgCl + Al(NO 3) 3 .
Ответ . Хлорид алюминия.
3. При сгорании в присутствии кислорода бесцветного газа А с резким характерным запахом образуется другой газ В, без цвета и запаха, реагирующий при комнатной температуре с литием с образованием твердого вещества С. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.
Решение
Вещество А – NH 3 ,
вещество В – N 2 ,
вещество С – Li 3 N.
4NH 3 + 3O 2 2N 2 + 6H 2 O,
N 2 + 6Li = 2Li 3 N.
Ответ . NH 3 , N 2 , Li 3 N.
4. Бесцветный газ А с характерным резким запахом реагирует с другим бесцветным газом В, имеющим запах тухлых яиц. В результате реакции образуется простое С и сложное вещество. Вещество С взаимодействует с медью с образованием соли черного цвета. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.
Ответ . SO 2 , H 2 S, S.
5. Бесцветный газ А с резким характерным запахом, легче воздуха, реагирует с сильной кислотой В, при этом образуется соль С, водный раствор которой не образует осадков ни с хлоридом бария, ни с нитратом серебра. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций (один из возможных вариантов).
Ответ . NH 3 , HNO 3 , NH 4 NO 3 .
6. Простое вещество А, образованное атомами второго по распространенности элемента земной коры, реагирует при нагревании с оксидом железа(II), в результате чего образуется соединение В, нерастворимое в водных растворах щелочей и кислот (кроме плавиковой). Вещество В при сплавлении с негашеной известью образует нерастворимую соль С. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций (один из возможных вариантов).
Ответ . Si, SiO 2 , CaSiO 3 .
7. Нерастворимое в воде соединение А бурого цвета при нагревании разлагается с образованием двух оксидов, один из которых – вода. Другой оксид В восстанавливается углем с образованием металла С, вторым по распространенности в природе металлом. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.
Ответ . Fe(OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe.
8. Вещество А, входящее в состав одного из самых распространенных минералов, при обработке соляной кислотой образует газ В. При взаимодействии вещества В при нагревании с простым веществом С образуется только одно соединение – горючий газ без цвета и запаха. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.
Ответ . CaCO 3 , CO 2 , C.
9. Легкий металл А, реагирующий с разбавленной серной кислотой, но не реагирующий на холоде с концентрированной серной кислотой, взаимодействует с раствором гидроксида натрия, при этом образуются газ и соль В. При добавлении к веществу В соляной кислоты образуется соль С. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.
Ответ . Al, NaAlO 2 , NaCl.
10. Вещество А представляет собой мягкий, хорошо режущийся ножом серебристо-белый металл, легче воды. При взаимодействии вещества А с простым веществом В образуется соединение С, растворимое в воде с образованием щелочного раствора. При обработке вещества С соляной кислотой выделяется газ с неприятным запахом и образуется соль, окрашивающая пламя горелки в фиолетовый цвет. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.
Ответ . K, S, K 2 S.
11. Бесцветный газ А с резким характерным запахом окисляется кислородом в присутствии катализатора в соединение В, представляющее собой летучую жидкость. Вещество В, вступая в реакцию с негашеной известью, образует соль С. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.
Ответ . SO 2 , SO 3 , CaSO 4 .
12. Простое вещество А, жидкое при комнатной температуре, реагирует с серебристо-белым легким металлом В, образуя соль С, которая при обработке раствором щелочи дает белый осадок, растворяющийся в избытке щелочи. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.
Ответ . Br 2 , Al, AlBr 3 .
13. Твердое простое вещество А желтого цвета реагирует с серебристо-белым легким металлом В, в результате чего образуется соль С, полностью гидролизующаяся в водном растворе с образованием белого осадка и ядовитого газа с неприятным запахом. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.
Ответ . S, Al, Al 2 S 3 .
14. Простое неустойчивое газообразное вещество А превращается в другое простое вещество В, в атмосфере которого сгорает металл С; продуктом этой реакции является оксид, в котором металл находится в двух степенях окисления. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.
Ответ . O 3 , O 2 , Fe.
15. Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета А при нагревании разлагается с образованием простого газообразного вещества В, в атмосфере которого сгорает простое вещество С, образуя бесцветный газ без запаха, входящий в небольших количествах в состав воздуха. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.
Ответ . KMnO 4 , O 2 , C.
16. Простое вещество А, являющееся полупроводником, реагируя с простым газообразным веществом В, образует соединение С, не растворяющееся в воде. При сплавлении со щелочами вещество С образует соединения, называемые растворимыми стеклами. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций (один из возможных вариантов).
Ответ . Si, O 2 , SiO 2 .
17. Ядовитый бесцветный газ А с неприятным запахом разлагается при нагревании на простые вещества, одно из которых В представляет собой твердое вещество желтого цвета. При сгорании вещества В образуется бесцветный газ С с неприятным запахом, обесцвечивающий многие органические краски. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.
Ответ . H 2 S, S, SO 2 .
18. Летучее водородное соединение А сгорает в воздухе, образуя вещество В, растворимое в плавиковой кислоте. При сплавлении вещества В с оксидом натрия образуется растворимая в воде соль С. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.
Ответ . SiH 4 , SiO 2 , Na 2 SiO 3 .
19. Труднорастворимое в воде соединение А белого цвета в результате прокаливания при высокой температуре с углем и песком в отсутствие кислорода образует простое вещество В, существующее в нескольких аллотропных модификациях. При сгорании этого вещества в воздухе образуется соединение С, растворяющееся в воде с образованием кислоты, способной образовывать три ряда солей. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.
Ответ . Ca 3 (PO 4) 2 , P, P 2 O 5 .
* Знак +/– означает, что данная реакция протекает не со всеми реагентами или в специфических условиях.
Продолжение следует
Гидрид хрома
CrH(г) . Термодинамические свойства газообразного гидрида хрома в стандартном состоянии при температурах 100 - 6000 К приведены в табл. CrH .
Кроме полосы 3600 – 3700Å в ультрафиолетовой области спектра обнаружена еще одна более слабая полоса CrH [ 55KLE/LIL, 73SMI ]. Полоса лежит в районе 3290Å, имеет канты сложной структуры. Анализ полосы до настоящего времени не проведен.
Наиболее изучена инфракрасная система полос CrH. Система соответствует переходу A 6 Σ + - X 6 Σ + , кант 0-0 полосы расположен при 8611Å. Эта система исследовалась в работах [ 55KLE/LIL, 59KLE/UHL, 67O’C, 93RAM/JAR2, 95RAM/BER2, 2001BAU/RAM, 2005SHI/BRU, 2006CHO/MER, 2007CHE/STE, 2007CHE/BAK ]. В работе [ 55KLE/LIL ] выполнен анализ колебательной структуры по кантам. В [ 59KLE/UHL ] проведен анализ вращательной структуры полос 0-0 и 0-1, установлен тип перехода 6 Σ - 6 Σ. В [ 67O’C ] выполнен вращательный анализ полос 1-0 и 1-1, а также вращательный анализ 0-0 полосы CrD. В [ 93RAM/JAR2 ] в спектрах более высокого разрешения, полученных с помощью Фурье-спектрометра, уточнены положения линий 0-0 полосы, получены более точные значения вращательных констант и постоянных тонкой структуры верхнего и нижнего состояний. Анализ возмущений в состоянии A 6 Σ + показал, что возмущающим состоянием является a 4 Σ + с энергией T 00 = 11186 см ‑1 и вращательной постоянной B 0 = 6.10 см ‑1 . В [ 95RAM/BER2 ] и [ 2001BAU/RAM ] на Фурье-спектрометре получена и проанализирована вращательная структура полос 0-1, 0-0, 1-0 и 1-2 молекулы CrD [ 95RAM/BER2 ] и 1-0 и 1-1 молекулы CrH [ 2001BAU/RAM ]. В [ 2005SHI/BRU ] методом резонансной двухфотонной ионизации определены времена жизни уровней v = 0 и 1 состояния A 6 Σ + , измерены волновые числа линий 0-0 полосы изотопомера 50 CrH. В [ 2006CHO/MER ] в спектре лазерного возбуждения измерены волновые числа первых линий (N ≤ 7) полосы 1-0 CrH. Наблюдавшиеся возмущения вращательных уровней состояния A 6 Σ + (v=1) приписаны состояниям a 4 Σ + (v=1) и B 6 Π(v=0). В [ 2007CHE/STE ] в спектрах лазерного возбуждения измерены сдвиги и расщепление в постоянном электрическом поле нескольких первых линий полосы 0-0 CrD, определен дипольный момент в состояниях X 6 Σ + (v=0) и A 6 Σ + (v=0). В [ 2007CHE/BAK ] в спектрах лазерного возбуждения исследовалось зеемановское расщепление первых вращательных линий полос 0-0 и 1-0 CrH. Инфракрасная система CrH идентифицирована в спектрах солнца [ 80ENG/WOH ], звезд S-типа [ 80LIN/OLO ] и коричневых карликов [ 99KIR/ALL ].
Колебательные переходы в основном электронном состоянии CrH и CrD наблюдались в работах [ 79VAN/DEV, 91LIP/BAC, 2003WAN/AND2 ]. В работе [ 79VAN/DEV ] молекулам CrH и CrD приписаны частоты поглощения 1548 и 1112 см ‑1 в матрице Ar при 4К. В [ 91LIP/BAC ] методом лазерного магнитного резонанса измерены вращательные линии колебательных переходов 1-0 и 2-1 молекулы CrH, получены колебательные постоянные основного состояния. В [ 2003WAN/AND2 ] молекулам CrH и CrD с учетом с данных [ 91LIP/BAC ] приписаны частоты поглощения в матрице Ar 1603.3 и 1158.7 см ‑1 .
Вращательные переходы в основном состоянии CrH и CrD наблюдались в работах [ 91COR/BRO, 93BRO/BEA, 2004HAL/ZIU, 2006HAR/BRO ]. В [ 91COR/BRO ] измерено около 500 лазерных магнитных резонансов, связанных с 5 нижними вращательными переходами, получен набор параметров, описывающих вращательную энергию, тонкое и сверхтонкое расщепление вращательных уровней в колебательном уровне v=0 основного состояния. В работе [ 93BRO/BEA ] приведены уточненные частоты 6 компонент вращательного перехода N = 1←0. В [ 2004HAL/ZIU ] компоненты перехода N = 1←0 CrH и компоненты перехода N = 2←1 CrD измерены непосредственно в субмиллиметровом спектре поглощения. Компоненты перехода N = 1←0 CrH измерены заново (с лучшим соотношением сигнал/шум) в [ 2006HAR/BRO ]. Данные этих измерений обработаны в [ 2006HAR/BRO ] совместно с данными измерений [ 91COR/BRO ] и [ 91LIP/BAC ], получен наилучший в настоящий момент набор констант, в том числе равновесных, для основного состояния CrH.
Спектр ЭПР молекулы CrH в матрице Ar исследовался в работах [ 79VAN/DEV, 85VAN/BAU ]. Установлено, что молекула имеет основное состояние 6 Σ.
Фотоэлектронный спектр анионов CrH - и CrD - получен в работе [ 87MIL/FEI ]. Согласно интерпретации авторов в спектре наблюдаются переходы из основного и возбужденного состояний аниона в основное и A 6 Σ + состояния нейтральной молекулы. Несколько пиков в спектре не получили отнесения. Определена колебательная частота в основном состоянии CrD ~ 1240 см ‑1 .
Квантово-механические расчеты CrH выполнены в работах [ 81DAS, 82GRO/WAH, 83WAL/BAU, 86CHO/LAN, 93DAI/BAL, 96FUJ/IWA, 97BAR/ADA, 2001BAU/RAM, 2003ROO, 2004GHI/ROO, 2006FUR/PER, 2006KOS/MAT, 2007JEN/ROO, 2008GOE/MAS ]. Энергии возбужденных электронных состояний рассчитаны в [ 93DAI/BAL, 2001BAU/RAM, 2003ROO, 2004GHI/ROO, 2006KOS/MAT, 2008GOE/MAS ].
Энергии возбужденных состояний приведены по данным экспериментальных работ [ 93RAM/JAR2 ] (a 4 Σ +), [ 2001BAU/RAM ] (A 6 Σ +), [ 2006CHO/MER ] (B 6 Π), [ 84ХЬЮ/ГЕР ] (D (6 Π)) и оценены по результатам расчетов [ 93DAI/BAL, 2006KOS/MAT ] (b 4 Π, c 4 Δ), [ 93DAI/BAL, 2003ROO, 2004GHI/ROO, 2006KOS/MAT ] (C 6 Δ).
Колебательные и вращательные константы возбужденных состояний CrH в расчетах термодинамических функций не использовались и приведены в таблице Cr.Д1 для справки. Для состояния A 6 Σ + приведены экспериментальные константы [ 2001BAU/RAM ], вращательная постоянная a 4 Σ + дана согласно [ 93RAM/JAR2 ]. Для остальных состояний даны значения w e и r e , усредненные по результатам расчетов [ 93DAI/BAL ] (B 6 Π, C 6 Δ, b 4 Π, c 4 Δ), [ 2003ROO ] (C 6 Δ), [ 2004GHI/ROO ] (B 6 Π, C 6 Δ, D (6 Π)), [ 2006KOS/MAT ] (B 6 Π, C 6 Δ).
Статистические веса синтетических состояний оценены с использованием ионной модели Cr + H - . Они объединяют статистические веса термов иона Cr + с оцененной энергией в поле лиганда ниже 40000 см -1 . Энергии термов в поле лиганда оценивались исходя из предположения, что относительное расположение термов одной конфигурации одинаково в поле лиганда и свободном ионе. Сдвиг конфигураций свободного иона в поле лиганда определялся на основе интерпретации (в рамках ионной модели) экспериментально наблюдавшихся и рассчитанных электронных состояний молекулы. Так, основное состояние X 6 Σ + поставлено в соответствие терму 6 S конфигурации 3d 5 , а состояния A 6 Σ + , B 6 Π, C 6 Δ и 4 Σ + , 4 Π, 4 Δ – компонентам расщепления термов 6 D и 4 D конфигурации 4s 1 3d 4 . Состояние D(6 Π) отнесено к конфигурации 4p 1 3d 4 . Энергии термов в свободном ионе даны в [ 71MOO ]. Расщепление термов в поле лиганда не учитывалось.
Термодинамические функции CrH(г) были вычислены по уравнениям (1.3) - (1.6) , (1.9) , (1.10) , (1.93) - (1.95) . Значения Q вн и ее производных рассчитывались по уравнениям (1.90) - (1.92) с учетом одиннадцати возбужденных состояний в предположении, что Q кол.вр (i ) = (p i /p X)Q кол.вр (X ) . Колебательно-вращательная статистическая сумма состояния X 6 Σ + и ее производные вычислялись по уравнениям К ‑1 × моль ‑1
H o (298.15 К)-H o (0) = 8.670 ± 0.021 кДж× моль ‑1
Основные погрешности рассчитанных термодинамических функций CrH(г) обусловлены методом расчета. Погрешности в значениях Φº(T) при T = 298.15, 1000, 3000 и 6000 К оцениваются в 0.07, 0.2, 0.7 и 1.7 Дж× K ‑1 × моль ‑1 , соответственно.
Термодинамические функции CrH(г) ранее не публиковались.
Термохимические величины для CrH(г).
Константа равновесия реакции CrH(г)=Cr(г)+H(г) вычислена по принятому значению энергии диссоциации
D ° 0 (CrН) = 184 ± 10 кДж× моль ‑1 = 15380 ± 840 см -1 .
Принятое значение основано на результатах измерений энергий двух газовых гетеролитических реакций, а именно: CrH = Cr - + H + (1), ΔЕ(1) = 1420 ± 13 кДж× моль ‑1 , метод ионно-циклотронного резонанса [ 85SAL/LAN ] и CrH = Cr + + H - (2), ΔЕ(2) = 767.1 ± 6.8 кДж× моль ‑1 , определение пороговых энергий протекания реакций взаимодействия Cr + c рядом аминов [ 93CHE/CLE ]. Комбинация этих величин с принятыми в данном издании значениями ЕА(Н) = ‑72.770 ± 0.002 кДж× моль ‑1 , IP(Н) = 1312.049 ± 0.001 кДж× моль ‑1 , IP(Cr) = 652.869 ± 0.004 кДж× моль ‑1 , а также c приведенным в [ 85HOT/LIN ] значением ЕА(Cr) = ‑64.3 ± 1.2 кДж× моль ‑1 приводит к величинам D ° 0 (CrН) = 172.3 ± 13 и D ° 0 (CrН) = 187.0 ± 7 кДж× моль ‑1 для работ [ 85SAL/LAN, 93CHE/CLE ], соответственно. Полученные величины находятся в разумном согласии; средневзвешенное значение составляет 184 ± 6 кДж× моль ‑1 . Это значение и принимается в данном издании. Погрешность несколько увеличена в связи с трудностями надежного отнесения результатов цитируемых работ к конкретной температуре. Попытка зарегистрировать молекулу CrH в равновесных условиях (кнудсеновская масс-спектрометрия, [ 81KAN/MOO ]) не увенчалась успехом; приводимое в [ 81KAN/MOO ] соотношение D ° 0 (CrН) ≤ 188 кДж× моль ‑1 не противоречит рекомендации.
Принятому значению соответствуют величины:
Δ f H º(CrH, г, 0 K) = 426.388 ± 10.2 кДж·моль -1 и
Δ f H º(CrH, г, 298.15 K) = 426.774 ± 10.2 кДж·моль -1 .
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:
- Хром.
- Соединения хрома. (2)
- Оксид хрома; (2)
- Гидроксид хрома. (2)
- Соединения хрома. (3)
- Оксид хрома; (3)
- Гидроксид хрома. (3)
- Соединения хрома (6)
- Оксид хрома; (6)
- Хромовая и дихромовая кислоты.
- Зависимость свойств соединений хрома от степени окисления.
- 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:
- 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.
- Задания самостоятельной работы можно дифференцировать с учетом реальных учебных возможностей учащихся.
- 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)
- Васильева З.Г. Лабораторные работы по общей и неорганической химии. -М.: «Химия», 1979 – 450 с.
- Егоров А.С. Репетитор по химии. – Ростов-на-Дону: «Феникс», 2006.-765 с.
- Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. - М., «Высшая школа», 1979. - 295 с.
- Петров М.М. Неорганическая химия. – Ленинград: «Химия», 1989. – 543 с.
- Ушкалова В.Н. Химия: конкурсные задания и ответы. - М.: «Просвещение», 2000. – 223 с.