Галогены: решение задач методом полуреакций
Подробно решение уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР) методом полуреакций разобраны на странице «Метод полуреакций».
Ниже приведены примеры решения задач ОВР галогенов и их соединений в кислотной среде.
Уравнения ОВР соединений хлора
Соляная кислота
1. Уравнение реакции меди с кислородом в кислотной среде:
2. Уравнение реакции соляной и селеновой кислот (HCl+H2SeO4):
3. Уравнение реакции соляной кислоты с оксидом свинца (HCl+PbO2):
4. Уравнение реакции соляной кислоты с оксидом марганца (HCl+MnO2):
5. Уравнение реакции соляной кислоты с перманганатом калия (HCl+2KMnO4):
6. Уравнение реакции соляной и ортосурьмяной кислот (HCl+H3SbO3):
7. Уравнение реакции соляной кислоты и гипохлорита кальция (HCl+Ca(ClO)2):
8. Уравнение реакции соляной и хлористой кислот (HCl+HClO2):
9. Уравнение реакции соляной кислоты с гипохлоритом калия (HCl+KClO):
10. Уравнение реакции соляной кислоты с хлоратом калия (бертолетовой солью) (HCl+KClO3):
11. Уравнение реакции соляной и хлорноватой кислот (HCl+HClO3):
12. Уравнение реакции соляной кислоты и оксида хрома (HCl+CrO3):
13. Уравнение реакции соляной кислоты с хроматом калия (HCl+K2CrO4):
14. Уравнение реакции соляной кислоты с дихроматом калия (HCl+K2Cr2O7):
Хлорные кислоты вида HClOn
14. Уравнение реакции хлорноватистой кислоты с пероксидом водорода (HClO+H2O2):
15. Уравнение реакции хлорноватистой кислоты с оксидом азота (HClO+NO):
16. Уравнение реакции разложения хлористой кислоты:
Возможен и такой вариант:
17. Уравнение реакции хлорноватой кислоты с фосфором (HClO3+P):
18. Уравнение реакции хлорноватой кислоты с серебром (HClO3+Ag):
19. Уравнение реакции хлорноватой кислоты с серой (HClO3+S):
20. Уравнение реакции хлорной кислоты с йодом (HClO4+I2):
Хлориды
21. Уравнение реакции хлорида натрия с перманганатом калия (NaCl+KMnO4):
22. Уравнение реакции хлорида натрия с оксидом марганца (NaCl+MnO2):
23. Уравнение реакции хлорида натрия с оксидом свинца (NaCl+PbO2):
24. Уравнение реакции хлорида натрия с хлоратом калия (NaCl+KClO3):
25. Уравнение реакции хлорида калия с оксидом свинца (KCl+PbO2):
26. Уравнение реакции хлорида калия с тетраоксидом трисвинца (KCl+(Pb2Pb)O4):
27. Уравнение реакции хлорида железа с хлоратом калия (FeCl2+KClO3):
28. Уравнение реакции хлорида железа с перманганатом калия (FeCl2+KMnO4):
29. Уравнение реакции хлорида железа с тетраоксидом трисвинца (FeCl2+(Pb2Pb)O4):
30. Уравнение реакции хлорида железа с азотной кислотой (FeCl2+HNO3):
31. Уравнение реакции хлорида стронция с дихроматом калия (SnCl2+K2Cr2O7):
Другие соединения хлора
32. Уравнение реакции гипохлорита кальция с медью (Ca(ClO)2+Cu):
33. Уравнение реакции хлората калия с серной кислотой (KClO3+H2SO4):
34. Уравнение реакции хлората натрия с оксидом серы (NaClO3+SO2):
35. Уравнение реакции перхлората калия с алюминием (KClO4+Al):
Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:
Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе
Соли хрома: химические свойства и получение
Соли хрома
Соли хрома (II)
Все соли хрома (II) – сильные восстановители. В растворах окисляются даже кислородом воздуха.
Например , хлорид хрома (II) окисляется кислородом в растворе в присутствии щелочи до соединений хрома (III):
Концентрированные кислоты-окислители (азотная и серная) также окисляют соединения хрома (II):
Соли хрома (III)
Хром с валентностью III образует два типа солей:
- Соли, в которых хром (III) является катионом. Например , хлорид хрома (III) CrCl3.
- Соли, в которых хром (III) входит в состав кислотного остатка – хромиты и гидроксокомплексы хрома (III) . Например , хромит калия, KCrO2. или гексагидроксохромат (III) калия K3[Cr(OH)6].
1. Соли хрома (III) проявляют слабые восстановительные свойства . окисляются под действием сильных окислителей в щелочной среде.
Например , бром в присутствии гидроксида калия окисляет хлорид хрома (III):
2CrCl3 + 3Br2 + 16KOH → 2K2CrO4 + 6KBr + 6KCl + 8H2O
или сульфат хрома (III):
Пероксид водорода в присутствии щелочи также окисляет соли хрома (III):
Даже перманганат калия в щелочной среде окисляет соли хрома (III):
Комплексные соли хрома (III) также окисляются сильными окислителями в присутствии щелочей.
Например , гексагидроксохроматы окисляются бромом в щелочи:
Оксид свинца (IV) также окисляет хромиты:
2. Соли хрома (III) в щелочной среде образуют гидроксид хрома (III), который сразу растворяется, образуя гидроксокомплекс.
2CrCl3 + 6KOH → 2Cr(OH)3 + 6KCl
3. Более активные металлы вытесняют хром (III) из солей.
Например , цинк реагирует с хлоридом хрома (III):
Гидролиз солей хрома (III)
Растворимые соли хрома (III) и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:
I ступень: Cr 3+ + H2O = CrOH 2+ + H +
II ступень: CrOH 2+ + H2O = Cr(OH )2 + + H +
Однако сульфиды, сульфиты, карбонаты хрома (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой в момент образования.
Например , при сливании растворов солей хрома (III) и сульфита, гидросульфита, карбоната или сульфида натрия протекает взаимный гидролиз:
Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.
Хромиты
Соли, в которых хром (III) входит в состав кислотного остатка (хромиты) — образуются из оксида хрома (III) при сплавлении с щелочами и основными оксидами:
Для понимания свойств хромитов их удобно мысленно разделить на два отдельных вещества.
Например , хромит натрия мы поделим мысленно на два вещества: оксид хрома (III) и оксид натрия.
NaСrO2 разделяем на Na2O и Cr2O3
При этом очевидно, что хромиты реагируют с кислотами. При недостатке кислоты образуется гидроксид хрома (III):
NaCrO2 + HCl (недостаток) + H2O → Cr(OH)3 + NaCl
В избытке кислоты гидроксид хрома (III) не образуется:
NaCrO2 + 4HCl (избыток) → CrCl3 + NaCl + 2H2O
NaCrO2 + 4HCl → CrCl3 + NaCl + 2H2O
Под действием избытка воды хромиты гидролизуются:
Соли хрома (VI)
Оксиду хрома ( VI ) соответствуют две кислоты – хромовая Н2 CrO 4 и дихромовая Н2 Cr 2 O 7. Поэтому хром в степени окисления +6 образует два типа солей: хроматы и дихроматы.
Например , хромат калия K2CrO4 и дихромат калия K2Cr2O7.
1. Различить эти соли довольно легко: хроматы желтые, а дихроматы оранжевые. Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы устойчивы в кислой среде.
При добавлении к хроматам кислот они переходят в дихроматы.
Например , хромат калия взаимодействует с серной кислотой и разбавленной соляной кислотой с образованием дихромата калия:
И наоборот: дихроматы реагируют с щелочами с образованием хроматов.
Например , дихромат калия взаимодействует с гидроксидом калия с образованием хромата калия:
Видеоопыт взаимных переходов хроматов и дихроматов при добавлении кислоты или щелочи можно посмотреть здесь.
2. Хроматы и дихроматы проявляют сильные окислительные свойства. При взаимодействии с восстановителями они восстанавливаются до соединений хрома (III).
В нейтральной среде хроматы и дихроматы восстанавливаются до гидроксида хрома (III).
Например , дихромат калия реагирует с сульфитом натрия в нейтральной среде:
Хромат калия окисляет сульфид аммония:
При взаимодействии с восстановителями в щелочной среде хроматы и дихроматы образуют комплексные соли.
Например , хромат калия окисляет гидросульфид аммония в щелочной среде:
Хромат натрия окисляет сернистый газ:
Хромат натрия окисляет сульфид натрия:
При взаимодействии с восстановителями в кислой среде хроматы и дихроматы образуют соли хрома (III).
Например , дихромат калия окисляет сероводород в присутствии серной кислоты:
Дихромат калия окисляет йодид калия, фосфид кальция, соединения железа (II), сернистый газ, концентрированную соляную кислоту:
Хромат калия. Получение, химические и физические свойства. Применение
Хромат калия или хромовокислый калий (международные названия: Kalium chromicum, Kaliumchromat, Potassium chromate) — это неорганическое соединение, кристаллы желтого цвета ромбической системы, растворимые в воде. Относится к солям хромовой кислоты H2CrO4, которая в свободном состоянии не существует. У вещества хромат калия формула следующая: CrK2O4
Как получают хромат калия?
Хромовокислый калий получают несколькими способами:
- Путем окисления оксида хрома калия хлоратом (реакция происходит при температуре 500-700 градусов): Cr2O3 (оксид хрома)+ KClO3 (хлорат калия) + K2CO3 (карбонат калия) = 2K2CrO4 (калия хромат) + KCl (хлористый калий) + 2CO2 (углекислый газ)
- Путем растворения оксида хрома в гидроксиде калия: CrO3 (хрома оксид) + 2KOH (гидроксид калия) = K2CrO4 (калия хромат) + H2O (вода)
- Путем разложения дихромата калия при его нагревании (реакция осуществляется при температуре 500-600 градусов): 4K2Cr2O7 (калия бихромат) = 4K2CrO4 (калия хромат) + 2Cr2O3 (оксид хрома) + 3O2 (кислород)
- Путем воздействия концентрированного раствора калия гидроксида на калия бихромат: K2Cr2O7 (калия дихромат) + 2KOH (гидроксид калия) = 2K2CrO4 (калия хромат) + H2O (вода)
- В природе редко встречается минерал, который называется «тарапакаит». Это хромовокислый калий с примесями.
Химические свойства хромата калия:
- В разбавленных кислотах хромовокислый калий переходит в дихромат калия, формула которого K2Cr2O7. Примером может служить следующая реакция: 2K2CrO4 (хромат калия) + 2HCl (соляная кислота в разбавленном виде) = K2Cr2O7 (дихромат калия) + 2KCl (хлористый калий) + H2O (вода).
- При взаимодействии с концентрированными кислотами происходит уже другая реакция, например: K2CrO4 (хромат калия) + 2HCl (соляная кислота в концентрированном виде) = K(Cr(Cl)O3) (комплексное соединение хрома) + KCl (хлористый калий) + H2O (вода).
- При взаимодействии с горячими концентрированными кислотами калия хромат проявляет окислительные свойства. Примером может служить следующая реакция, осуществляемая при температуре 90 градусов: 2K2CrO4 (калия хромат) + 16HCl (соляная кислота) = 2CrCl3 (хлорид хрома) + 3Cl2 (хлор в виде газа) + 4KCl (хлористый калий) + 8H2O (вода).
- Хромовокислый калий может вступать в обменные реакции. Например: K2CrO4 (калия хромат) + 2AgNO3 (нитрат серебра) = Ag2CrO4 (хромат серебра, выпадает в осадок) + 2KNO3 (нитрат калия); K2CrO4 (калия хромат)+ Hg2(NO3)2 (нитрат ртути) = Hg2CrO4 (хромат ртути, выпадает в осадок) + 2KNO3 (нитрат калия).
Физические свойства хромата калия:
- Плотность составляет 2,732 г/см3.
- Хромат калия плавится при температуре 968,3°С. При температуре 668 градусов переходит в красную гексагональную фазу — приобретает другую окраску — красную. Однако при охлаждении опять становится желтым.
- Образует кристаллы желтого цвета ромбической системы.
- Принадлежит к пространственной группе Р-nam.
- Относится к парамагнетикам.
- Плохо растворяется в этаноле, растворим в воде. Нерастворим в этиловом и диэтиловом спирте.
- Молярная масса составляет 194,19 г/моль.
Оптические свойства хромата калия
Показатель преломления составляет 1,74.
Где применяется калий хромат?
- В кожевенной промышленности применяется в качестве дубителя. При крашении тканей используется как протрава.
- Используется как один из компонентов состава электролитов специального химического обезжиривания.
- В качестве отбеливателя для воска и масла.
- В органическом синтезе как окислитель, например, при производстве красителей.
- Также хромовокислый калий используется для приготовления раствором оксидирования серебра электрохимического и для пассирования изделий из сплавов меди и серебра.
- В медицине применяется как гомеопатическое средство.
- В лабораториях для мытья посуды используется смесь равных объемов концентрированной кислоты серной и раствора K2Cr2O7, насыщенного предварительно на холоде.
Калий дихромат (техническое название — хромпик)
Представляет собой кристаллы красно-оранжевого цвета. Не образует кристаллогидратов, обладает плотностью 2,684 грамм на кубический сантиметр, плавится при температуре 397 градусов. При дальнейшем нагревании разлагается. Растворимость в воде при 20 градусах равна 12,48 грамм соли на 100 грамм воды. Дихромат калия получил широкое применение как окислитель в пиротехнике, спичечной промышленности и в хромаметрии как реагент.
http://chemege.ru/soli-chroma/
http://fb.ru/article/46787/hromat-kaliya-poluchenie-himicheskie-i-fizicheskie-svoystva-primenenie