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 - +НОНCr(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.
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
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
«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.
Открытие хрома относится к периоду бурного развития химико-аналитических исследований солей и минералов. В России химики проявляли особый интерес к анализу минералов, найденных в Сибири и почти неизвестных в Западной Европе. Одним из таких минералов была сибирская красная свинцовая руда (крокоит), описанная еще Ломоносовым. Минерал исследовался, но ничего, кроме окислов свинца, железа и алюминия в нем не было найдено. Однако в 1797 году Вокелен, прокипятив тонко измельченный образец минерала с поташом и осадив карбонат свинца, получил раствор, окрашенный в оранжево – красный цвет. Из этого раствора он выкристаллизовал рубиново-красную соль, из которой выделили окисел и свободный металл, отличный от всех известных металлов. Вокелен назвал его Хром (Chrome ) от греческого слова - окраска, цвет; правда здесь имелось в виду свойство не металла, а его ярко окрашенных солей .
Нахождение в природе.
Важнейшей рудой хрома, имеющей практическое значение, является хромит, приблизительный состав которого отвечает формуле FeCrO 4.
Он встречается в Малой Азии, на Урале, в Северной Америке, на юге Африки. Техническое значение имеет также вышеназванный минерал крокоит – PbCrO 4 . В природе встречаются также оксид хрома (3) и некоторые другие его соединения. В земной коре содержание хрома в пересчете на металл составляет 0,03%. Хром обнаружен на Солнце, звездах, метеоритах.
Физические свойства .
Хром – белый, твердый и хрупкий металл, исключительно химически стойкий к воздействию кислот и щелочей. На воздухе он окисляется, имеет на поверхности тонкую прозрачную пленку оксида. Хром имеет плотность 7,1 г/см 3 , его температура плавления составляет +1875 0 С.
Получение.
При сильном нагреве хромистого железняка с углем происходит восстановление хрома и железа:
FeO * Cr 2 O 3 + 4C = 2Cr + Fe + 4CO
В результате этой реакции образуется сплав хрома с железом, отличающийся высокой прочностью. Для получения чистого хрома, его восстанавливают из оксида хрома(3) алюминием:
Cr 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Cr
В данном процессе обычно используют два оксида – Cr 2 O 3 и CrO 3
Химические свойства.
Благодаря тонкой защитной пленке оксида, покрывающей поверхность хрома, он весьма устойчив к воздействию агрессивных кислот и щелочей. Хром не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотами, а также с фосфорной кислотой. Со щелочами хром вступает во взаимодействие при t = 600-700 о C. Однако хром взаимодействует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя водород:
2Cr + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2
2Cr + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2
При высокой температуре хром горит в кислороде, образуя оксид(III).
Раскаленный хром реагирует с парами воды:
2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2
Хром при высокой температуре реагирует также с галогенами, галоген - водородами, серой, азотом, фосфором, углем, кремнием, бором, например:
Cr + 2HF = CrF 2 + H 2
2Cr + N2 = 2CrN
2Cr + 3S = Cr 2 S 3
Cr + Si = CrSi
Вышеуказанные физические и химические свойства хрома нашли свое применение в различных областях науки и техники. Так, например, хром и его сплавы используются для получения высокопрочных, коррозионно-стойких покрытий в машиностроении. Сплавы в виде феррохрома используются в качестве металлорежущих инструментов. Хромированные сплавы нашли применение в медицинской технике, при изготовлении химического технологического оборудования.
Положение хрома в периодической системе химических элементов:
Хром возглавляет побочную подгруппу VI группы периодической системы элементов. Его электронная формула следующая:
24 Cr IS 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 5 4S 1
В заполнении орбиталей электронами у атома хрома нарушается закономерность, согласно которой сначала должна была бы заполнятся 4S – орбиталь до состояния 4S 2 . Однако, вследствие того, что 3d – орбиталь занимает в атоме хрома более выгодное энергетическое положение, происходит ее заполнение до значения 4d 5 . Такое явление наблюдается у атомов некоторых других элементов побочных подгрупп. Хром может проявлять степени окисления от +1 до +6. Наиболее устойчивыми являются cоединения хрома со степенями окисления +2, +3, +6.
Соединения двухвалентного хрома.
Оксид хрома (II) CrO – пирофорный черный порошок (пирофорность – способность в тонкораздробленном состоянии воспламенятся на воздухе). CrO растворяется в разбавленной соляной кислоте:
CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
На воздухе при нагревании свыше 100 0 С CrO превращается в Cr 2 O 3 .
Соли двухвалентного хрома образуются при растворении металлического хрома в кислотах. Эти реакции проходят в атмосфере малоактивного газа (например H 2), т.к. в присутствии воздуха легко происходит окисление Cr(II) до Cr(III).
Гидроксид хрома получают в виде желтого осадка при действии раствора щелочи на хлорид хрома (II):
CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl
Cr(OH) 2 обладает основными свойствами, является восстановителем. Гидратированный ион Cr2+ окрашен в бледно – голубой цвет. Водный раствор CrCl 2 имеет синюю окраску. На воздухе в водных растворах соединения Cr(II) переходят в соединения Cr(III). Особенно это ярко выражается у гидроксида Cr(II):
4Cr(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Cr(OH) 3
Соединения трехвалентного хрома.
Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 – тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду. В лаборатории его можно получить нагреванием дихромата аммония:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2
Cr 2 O 3 – амфотерный оксид, при сплавлении со щелочами образует хромиты: Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
Гидроксид хрома также является амфотерным соединением:
Cr(OH) 3 + HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
Cr(OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O
Безводный CrCl 3 имеет вид листочков темно-фиолетового цвета, совершенно нерастворим в холодной воде, при кипячении он растворяется очень медленно. Безводный сульфат хрома (III) Cr 2 (SO 4) 3 розового цвета, также плохо растворим в воде. В присутствии восстановителей образует фиолетовый сульфат хрома Cr 2 (SO 4) 3 *18H 2 O. Известны также зеленые гидраты сульфата хрома, содержащие меньшее количество воды. Хромовые квасцы KCr(SO 4) 2 *12H 2 O выкристаллизовываются из растворов, содержащих фиолетовый сульфат хрома и сульфат калия. Раствор хромовых квасцов при нагревании становится зеленым благодаря образованию сульфатов.
Реакции с хромом и его соединениями
Почти все соединения хрома и их растворы интенсивно окрашены. Имея бесцветный раствор или белый осадок, мы можем с большой долей вероятности сделать вывод об отсутствии хрома.
- Сильно нагреем в пламени горелки на фарфоровой чашке такое количество бихромата калия, которое поместится на кончике ножа. Соль не выделит кристаллизационной воды, а расплавится при температуре около 400 0 С с образование темной жидкости. Погреем ее еще несколько минут на сильном пламени. После охлаждения на черепке образуется зеленый осадок. Часть его растворим в воде (она приобретает желтый цвет), а другую часть оставим на черепке. Соль при нагревании разложилась, в результате образовался растворимый желтый хромат калия K 2 CrO 4 и зеленый Cr 2 O 3 .
- Растворим 3г порошкообразного бихромата калия в 50мл воды. К одной части добавим немного карбоната калия. Он растворится с выделением CO 2 , а окраска раствора станет светло – желтой. Из бихромата калия образуется хромат. Если теперь по порциям добавить 50% раствор серной кислоты, то снова появится красно – желтая окраска бихромата.
- Нальем в пробирку 5мл. раствора бихромата калия, прокипятим с 3мл концентрированной соляной кислоты под тягой. Из раствора выделяется желто-зеленый ядовитый газообразный хлор, потому, что хромат окислит HCl до Cl 2 и H 2 O. Сам хромат превратится в зеленый хлорид трехвалентного хрома. Его можно выделить выпариванием раствора, а потом, сплавив с содой и селитрой, перевести в хромат.
- При добавлении раствора нитрата свинца выпадает желтый хромат свинца; при взаимодействии с раствором нитрата серебра образуется красно – коричневый осадок хромата серебра.
- Добавим пероксид водорода к раствору бихромата калия и подкислим раствор серной кислотой. Раствор приобретает глубокий синий цвет благодаря образованию пероксида хрома. Пероксид при взбалтывании с некоторым количеством эфира перейдет в органический растворитель и окрасит его в голубой цвет. Данная реакция специфична для хрома и очень чувствительна. С ее помощью можно обнаружить хром в металлах и сплавах. Прежде всего необходимо растворить металл. При длительном кипячении с 30% - ной серной кислотой (можно добавить и соляную кислоту) хром и многие стали частично растворяются. Полученный раствор содержит сульфат хрома (III). Чтобы можно было провести реакцию обнаружения, сначала нейтрализуем его едким натром. В осадок выпадает серо-зеленый гидроксид хрома (III), который растворится в избытке NaOH и образует зеленый хромит натрия. Профильтруем раствор и добавим 30% -ый пероксид водорода. При нагревании раствор окрасится в желтый цвет, так как хромит окислится до хромата. Подкисление приведет к появлению голубой окраски раствора. Окрашенное соединение можно экстрагировать, встряхивая с эфиром.
Аналитические реакции на ионы хрома.
- К 3-4 каплям раствора хлорида хрома CrCl 3 прибавьте 2М раствор NaOH до растворения первоначально выпавшего осадка. Обратите внимание на цвет образовавшегося хромита натрия. Нагрейте полученный раствор на водяно бане. Что при этом происходит?
- К 2-3 каплям р-ра CrCl 3 прибавьте равный объем 8М раствора NaOH и 3-4 капли 3% р-ра H 2 O 2 . Нагрейте реакционную смесь на водяной бане. Что при этом происходит? Какой осадок образуется, если полученный окрашеный раствор нейтрализовать, добавить к нему CH 3 COOH, а затем Pb(NO 3) 2 ?
- Налейте в пробирку по 4-5 капель растворов сульфата хрома Cr 2 (SO 4) 3 , IMH 2 SO 4 и KMnO 4 . Нагрейте реакционную смест в течение нескольких минут на водяной бане. Обратите внимание на изменение окраски раствора. Чем оно вызвано?
- К 3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K 2 Cr 2 O 7 прибавьте 2-3 капли раствора H 2 O 2 и перемешайте. Появляющиеся синее окрашивание раствора обусловлено возникновением надхромовой кислоты H 2 CrO 6:
Cr 2 O 7 2- + 4H 2 O 2 + 2H + = 2H 2 CrO 6 + 3H 2 O
Обратите внимание на на быстрое разложение H 2 CrO 6:
2H 2 CrO 6 + 8H+ = 2Cr 3+ + 3O 2 + 6H 2 O
синий цвет зеленый цвет
Надхромовая кислота значительно более устойчива в органических растворителях.
- К 3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K 2 Cr 2 O 7 прибавьте 5 капель изоамилового спирта, 2-3 капли раствора H 2 O 2 и взболтайте реакционную смесь. Всплывающий на верх слой органического растворителя окрашен в ярко-синий цвет. Окраска исчезает очень медленно. Сравните устойчивость H 2 CrO 6 в органической и водных фазах.
- При взаимодействии CrO 4 2- и ионами Ba 2+ выпадает желтый осадок хромата бария BaCrO 4 .
- Нитрат серебра образует с ионами CrO 4 2- осадок хромата серебра кирпично-красного цвета.
- Возьмите три пробирки. В одну из них поместите 5- 6 капель раствора K 2 Cr 2 O 7 , во вторую – такой же объем раствора K 2 CrO 4 , а в третью – по три капли обоих растворов. Затем добавте в каждую пробирку по три капли раствора иодида калия. Объясните полученный результат. Подкислите раствор во второй пробирке. Что при этом происходит? Почему?
Занимательные опыты с соединениями хрома
- Смесь CuSO 4 и K 2 Cr 2 O 7 при добавлении щелочи становится зеленой, а в присутствии кислоты становится желтой. Нагревая 2мг глицерина с небольшим количеством (NH 4) 2 Cr 2 O 7 с последующим добавлением спирта, после фильтрования получается ярко-зеленый раствор, который при добавлении кислоты становится желтым, а в нейтральной или щелочной среде становится зеленым.
- Поместить в центр консервной банки с термитом «рубиновую смесь» - тщательно растертый и помещенный в алюминиевую фольгу Al 2 O 3 (4,75г) с добавкой Cr 2 O 3 (0,25г). Чтобы банка подольше не остывала, необходимо закопать под верхний обрез в песок, а после поджигания термита и начала реакции, накрыть ее железным листом и засыпать песком. Банку выкопать через сутки. В итоге образуется красно – рубиновый порошок.
- 10г бихромата калия растирают с 5г нитрата натрия или калия и 10г сахара. Смесь увлажняют и смешивают с коллодием. Если порошок спрессовать в стеклянной трубке, а затем вытолкнуть палочку и поджечь ее с торца, то начнет выползать «змея», сначала черная, а после охлаждения - зеленая. Палочка диаметром 4 мм горит со скоростью около 2мм в секунду и удлиняется в 10 раз.
- Если смешать растворы сульфата меди и дихромата калия и добавить немного раствора аммиака, то выпадет аморфный коричневый осадок состава 4СuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O, который растворяется в соляной кислоте с образованием желтого раствора, а в избытке аммиака получается зеленый раствор. Если далее к этому раствору добавить спирт, то выпадет зеленый осадок, который после фильтрации становится синим, а после высушивания – сине-фиолетовым с красными блестками, хорошо видимыми при сильном освещении.
- Оставшийся после опытов «вулкан» или «фараоновы змеи» оксид хрома можно регенерировать. Для этого надо сплавить 8г Cr 2 O 3 и 2г Na 2 CO 3 и 2,5г KNO 3 и обработать остывший сплав кипятком. Получается растворимый хромат, который можно превратить и в другие соединения Cr(II) и Cr(VI), в том числе и исходный дихромат аммония.
Примеры окислительно – восстановительных переходов с участием хрома и его соединений
1. Cr 2 O 7 2- -- Cr 2 O 3 -- CrO 2 - -- CrO 4 2- -- Cr 2 O 7 2-
a) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O
б) Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
в) 2NaCrO 2 + 3Br 2 + 8NaOH = 6NaBr +2Na 2 CrO 4 + 4H 2 O
г) 2Na 2 CrO 4 + 2HCl = Na 2 Cr 2 O 7 + 2NaCl + H 2 O
2. Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- CrCl 3 -- Cr 2 O 7 2- -- CrO 4 2-
а) 2Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
б) Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
в) 2CrCl 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 O = K 2 Cr 2 O 7 + 2Mn(OH) 2 + 6HCl
г) K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O
3. CrO -- Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- Cr(NO 3) 3 -- Cr 2 O 3 -- CrO - 2
Cr 2+
а) CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
б) CrO + H 2 O = Cr(OH) 2
в) Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
г) Cr(OH) 3 + 3HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
д) 4Сr(NO 3) 3 = 2Cr 2 O 3 + 12NO 2 + O 2
е) Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
Элемент хром в роли художника
Химики довольно часто обращались к проблеме создания искусственных пигментов для живописи. В XVIII-XIXвв была разработана технология получения многих живописных материалов. Луи Никола Воклен в 1797г., обнаруживший в сибирской красной руде ранее неизвестный элемент хром, приготовил новую, замечательно устойчивую краску – хромовую зелень. Хромофором ее является водный оксид хрома (III). Под названием « изумрудная зеленая» ее начали выпускать в 1837 году. Позже Л.Вокелен предложил несколько новых красок: баритовую, цинковую и хромовые желтые. Со временем они были вытеснены более стойкими желтыми, оранжевыми пигментами на основе кадмия.
Зеленая хромовая – самая прочная и светостойкая краска, не поддающаяся воздействию атмосферных газов. Растертая на масле хромовая зелень обладает большой кроющей силой и способна к быстрому высыханию, поэтому с XIX в. ее широко применяют в живописи. Огромное значение она имеет в росписи фарфора. Дело в том, что фарфоровые изделия могут декорироваться как подглазурной, так и надглазурной росписью. В первом случае краски наносят на поверхность лишь слегка обожженного изделия, которое затем покрывают слоем глазури. Далее следует основной, высокотемпературный обжиг: для спекания фарфоровой массы и оплавления глазури изделия нагревают до 1350 – 1450 0 С. Столь высокую температуру без химических изменений выдерживают очень немногие краски, а в старину таких вообще было только две – кобальтовая и хромовая. Черный оксид кобальта, нанесенный на поверхность фарфорового изделия, при обжиге сплавляется с глазурью, химически взаимодействуя с ней. В результате образуются ярко-синие силикаты кобальта. Такую декарированную кобальтом синюю фарфоровую посуду все хорошо знают. Оксид хрома (III) не взаимодействует химически с компонентами глазури и просто залегает между фарфоровыми черепками и прозрачной глазурью «глухим» слоем.
Помимо хромовой зелени художники применяют краски, полученные из волконскоита. Этот минерал из группы монтмориллонитов (глинистый минерал подкласса сложных силикатов Na(Mo,Al), Si 4 O 10 (OH) 2 был обнаружен в 1830г. русским минералогом Кеммерером и назван в честь М.Н Волконской – дочери героя битвы при Бородино генерала Н.Н. Раевского, жены декабриста С.Г.Волконского. Волконскоит представляет собой глину, содержащую до 24% оксида хрома, а так же оксиды аллюминея и железа (III). Непостоянство состава минерала, встечающегося на Урале, в Пермской и Кировской областях, обусловливает его разнообразную окраску – от цвета зимней потемневшей пихты до ярко-зеленого цвета болотной лягушки.
Пабло Пикассо обращался к геологам нашей страны с просьбой изучить запасы волконскоита, дающего краску неповторимо свежего тона. В настоящее время разработан способ получения искусственного волконскоита. Интересно отметить, что по данным современных исследований, русские иконописцы использовали краски из этого материала еще в средние века, задолго до его «официального» открытия. Известной популярностью пользовалась у художников и зелень Гинье (создана в 1837г.), хромоформ которой является гидрат окиси хрома Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, где часть воды химически связана, а часть адсорбирована. Этот пигмент придает краске изумрудный оттенок.
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
