Cr2o3 уравнение реакции образования соли

Оксид хрома (III)

Оксид хрома (III)

Способы получения

Оксид хрома (III) можно получить различными методами :

1. Термическим разложением гидроксида хрома (III):

2. Разложением дихромата аммония:

3. Восстановлением дихромата калия углеродом (коксом) или серой:

Химические свойства

Оксид хрома (III) – типичный амфотерный оксид . При этом оксид химически довольно инертен. В высокодисперсном состоянии с трудом взаимодействует с кислотами и щелочами.

1. При сплавлении оксида хрома (III) с основными оксидами активных металлов образуются соли-хромиты.

Например , оксид хрома (III) взаимодействует с оксидом натрия:

2. Оксид хрома (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—хромиты, а в растворе реакция практически не идет . При этом оксид хрома (III) проявляет кислотные свойства.

Например , оксид хрома (III) взаимодействует с гидроксидом натрия в расплаве с образованием хромита натрия и воды:

3. Оксид хрома (III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид хрома (III) проявляет слабые восстановительные свойства . В щелочных расплавах окислителей окисляется до соединений хрома (VI).

Например , оксид хрома (III) взаимодействует с нитратом калия в щелочной среде:

Оксид хрома (III) окисляется бромом в присутствии гидроксида натрия:

Озоном или кислородом:

Нитраты и хлораты в расплаве щелочи также окисляют оксид хрома (III):

5. Оксид хрома (III) в высокодисперсном состоянии при сильном нагревании взаимодействует с сильными кислотами .

Например , оксид хрома (III) реагирует с серной кислотой:

6. Оксид хрома (III) проявляет слабые окислительные свойства при взаимодействии с более активными металлами.

Например , оксид хрома (III) реагирует с алюминием (термит):

Реакция очень экзотермическая, сопровождается выделением большого количества света:

Материал с сайта pikabu.ru

Если сжечь большой объем термита в тигле, то можно получить металлический хром:

Материал с сайта pikabu.ru

7. Оксид хрома (III) – твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например , из карбоната калия:

Номенклатура и способы получения минеральных солей

Задача 159.
Составить формулы нормальных и кислых солей калия и кальция, образованных: а) угольной кислотой; б) мышьяковистой кислотой.
Решение:
а) Соли угольной кислоты Н₂СО₃:

К₂СО₃— карбонат калия; КНСО₃ — гидрокарбонат калия; СаСО₃ — карбонат кальция; СаНСО₃ — гидрокарбонат кальция.

K₃As₂O₃ — ортоарсенит (арсенит) калия; KH₂As₂O₃ — дигидроортоарсенит (дигидроарсенит) калия; K₂HAs₂O₃ — гидроарсенит (гидроарсенит) калия; Ca3As₂O₃ — ортоарсенит (арсенит) кальция; Ca(H₂As₂O₃)₂ — дигидроортоарсенит (дигидроарсенит) кальция; CaHAs₂O₃ — гидроортоарсенит (кидроарсенит) кальция.

Задача 160.
Назвать соли: SbONO₃, [Fe(OH)₂]₂CrO₄, (AlOH)SO₄, Cd(HS)₂, Ca(H₂PO₄)₂.
Решение:
SbONO₃ — нитрат стибрила (антимонила); [Fe(OH)₂]₂CrO₄ — хромат дигидроксожелеза(III); (AlOH)SO₄ — сульфат гидроксоалюминия; Cd(HS)₂ — гидросульфид кадмия; Ca(H₂PO₄)₂ — дигидроортофосфат кальция.

Задача 161.
При взаимодействии каких веществ можно получить дигидроортоантимонат натрия, метахромит натрия, гидроортоарсенат калия, сульфат гидроксоалюминия? Составить уравнения реакций.
Решение:
а) Дигидроортоантимонат натрия NaHSbO₄ можно получить действием на раствор ортосурьмяной (сурьмяной) кислоты гидроксидом натрия NaOH:

б) Метахромит NaCrO₂ натрия можно получит сплавлением оксида хрома (III) с оксидом натрия или едким натром:

в) Гидроортоарсенат KHASO₄ калия можно получить при действии мышьяковой кислоты на гидроксид калия :

г) Сульфат гидроксоалюминия (AlOH)SO₄ можно получить действием на гидроксид алюминия раствором серной кислоты:

Задача 162.
Написать уравнения реакций образования Mg₂P₂O₇, Ca₃(PO₄)₂, Mg(ClO₄)₂, Ba(NO₃)₂ в результате взаимодействия: а) основного и кислотного оксидов; б) основания и кислотного оксида; в) основного оксида и кислоты; г) основания и кислоты.
Решение:
1. Уравнения реакций получения Mg₂P₂O₇:

а) из основного и кислотного оксидов:

б) из основания и кислотного оксида:

в) из основного оксида и кислоты

г) из основания и кислоты:

2. Уравнения реакций образования Ca₃(PO₄)₂:

а) из основного и кислотного оксидов:

б) из основания и кислотного оксида:

в) из основного оксида и кислоты:

г) из основания и кислоты:

3. Уравнения реакций получения Mg(ClO₄)₂:

а) из основного и кислотного оксидов:

б) из основания и кислотного оксида:

в) из основного оксида и кислоты:

г) из основания и кислоты:

4. Уравнения реакций образования Ba(NO₃)₂:

а) из основного и кислотного оксидов:

б) из основания и кислотного оксида:

в) из основного оксида и кислоты:

г) из основания и кислоты:

Задача 163.
Написать уравнения реакций, с помощью которых можно получить в лаборатории следующие вещества: а) хлороводород; б) сульфид свинца; в) сульфат бария; г) ортофосфат серебра; д) гидроксид железа (III) е) нитрат меди (II).
Решение:
а) В лаборатории хлороводород HCl можно получить действием концентрированной серной кислоты на твёрдый хлорид натрия:

б) При сливании растворов сероводорода и нитрата свинца образуется малорастворимый сульфид свинца PbS чёрного цвета. Поэтому раствор соли свинца (II) используется для обнаружения сероводорода. Бумажка, смоченная раствором соли свинца (II), быстро темнеет, если в воздухе присутствует даже незначительное количество сероводорода:

в) В лаборатории сульфат бария BaSO₄ можно получить при сливании растворов хлорида бария и сульфата калия:

Раствор BaCl₂ служит для качественного и количественного определения сульфат-ионов SO₄ 2- . При наличии в растворе сульфат-ионов при приливании хлорида бария выпадает белый рыхлый осадок сульфата бария, нерастворимый ни в воде, ни в кислотах.

г) В лаборатории ортофосфат серебра Ag₃PO₄ можно получить при сливании растворов ортофосфата кальция и нитрата серебра, при этом образуется осадок:

д) Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 в лаборатории можно получит при сливании растворов хлорида железа (III) и гидроксида натрия, при этом выпадает осадок:

е) Нитрат меди (II) в лаборатории можно получить при растворении гидроксида меди (II) раствором азотной кислоты:

Задача 164.
Назвать соли:

Оксид хрома CrO(II)

Низший оксид для элементов 6-й группы состава MeO получен только для хрома.

Физические свойства CrO(II):

• тугоплавкий порошок черного цвета;
• нерастворим в воде;
• устойчив на воздухе.

Химические свойства CrO(II):

• типичный основной оксид;
• реагирует с кислотами:
  CrO+2HCl = CrCl₂+H₂O;
• является сильным восстановителем;
• воспламеняется при нагревании или растирании на воздухе, сгорая до Cr₂O₃;
• при высокой температуре (1000°C) «забирает» кислород у углекислого газа:
• 2CrO+CO₂ → Cr₂O₃+CO;
• в инертной атмосфере нагревание CrO (700°C) приводит к диспропорционированию:
  3CrO → Cr₂O₃+Cr
• CrO(II) получают путем воздействия на амальгаму хрома кислородом воздуха:
  2Cr+O₂ = 2CrO

Гидроксид хрома Cr(OH)₂(II)

Физические свойства Cr(OH)₂(II):

• вещество коричнево-желтого цвета;
• нерастворим в воде;
• быстро окисляется на воздухе.

Химические свойства Cr(OH)₂(II):

• проявляет оснОвные свойства;
• реагирует с кислотами:
  Cr(OH)₂+H₂SO₄ = CrSO₄+2H₂O
• Cr(OH)₂(II) получают, как продукт реакции солей хрома с щелочью в отсутствии кислорода:
  CrCl₂+2NaOH = Cr(OH)₂↓+2NaCl

Соединения хрома со степенью окисления +2 являются неустойчивыми, легко окисляются кислородом воздуха в более устойчивые соединения хрома со степенью окисления +3:
4Cr(OH)₂+O₂+2H₂O = 4Cr(OH)₃

Оксид хрома Cr₂O₃(III) — хромовая охра

Cr₂O₃ в мелкоизмельченном состоянии применяют в качестве абразивного материала (паста ГОИ), зеленого пигмента, катализатора в органическом синтезе. Оксид хрома (III) является основной добавкой к корунду при выращивании искусственных рубинов, используемых в ювелирной промышленности и часовом деле, а также в качестве лазерного материала в оптоэлектронике.

Физические свойства Cr₂O₃(III):

• тугоплавкий порошок серо-зеленого цвета, имеющий структуру корунда (α-Al₂O₃);
• нерастворим в воде;
• обладает высокой твердостью;
• меняет свой цвет от светло-зеленого до черного в зависимости от размеров кристаллов;
• при н.у. является полупроводником;
• при нагревании порошок приобретает коричневый цвет, при охлаждении зеленая окраска возвращается;
• Cr₂O₃ с корундом образует твердые растворы, в которых катионы хрома и алюминия заполняют пустоты анионной решетки, такие твердые растворы с содержанием Cr₂O₃ до 10% имеют красный цвет, и в природе известны под названием рубин, который является драгоценным камнем-минералом. Твердые растворы в которых содержание оксида хрома превышает 10%, имеют зеленый цвет (окраска твердого раствора зависит от расстояния связи металл-кислород).

Химические свойства Cr₂O₃(III):

• Cr₂O₃ амфотерный оксид — самое устойчивое соединение хрома;
• при н.у. плохо растворим в кислотах и щелочах;
• при сплавлении с щелочами (карбонатами щелочных металлов) образует метахромиты:
  Cr₂O₃+2KOH = 2KCrO₂+H₂O
  Cr₂O₃+Na₂CO₃ = 2NaCrO₂+CO₂↑
• с кислотами образует соли:
  Cr₂O₃+6HCl = 2CrCl₃+3H₂O
• с щелочами образует комплексные соединения хрома:
  Cr₂O₃+6KOH+3H₂O = 2K₂[Cr(OH)₆]
• в промышленности Cr₂O₃ получают восстановлением дихромата калия серой или коксом:
  K₂Cr₂O₇+S = Cr₂O₃+K₂SO₄
• Cr₂O₃ также можно получить разложением дихромата аммония или прокаливанием гидроксида хрома:
  (NH₄)Cr₂O₇ = Cr₂O₃+N₂+4H₂O
  2Cr(OH)₃ = Cr₂O₃+3H₂O

Гидроксид хрома Cr(OH)₃(III)

Физические свойства Cr(OH)₃(III):

• амфотерный малоустойчивый гидроксид различной окраски (голубой, фиолетовой, зеленой), которая зависит от условий получения;
• имеет различную химическую активность;
• плохо растворим в воде.

Химические свойства Cr(OH)₃(III):

• реагирует с кислотами с образованием солей:
  Cr(OH)₃+3H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃+6H₂O
• реагирует с щелочами с образованием комплексных соединений хрома:
  Cr(OH)₃+NaOH = Na[Cr(OH)₄]
• осаждается при действии щелочей на соли хрома:
  Cr(OH)₃+3NaOH = Cr(OH)₃↓+3NaCl
• выпавший в осадок гидрооксид хрома растворим в кислотах:
  Cr(OH)₃+3HCl = CrCl₃+3H₂O
• и в избытке щелочей:
  Cr(OH)₃+3NaOH = Na₃[Cr(OH)₆]

Оксид хрома CrO₂(IV) (диоксид хрома)

Диоксид хрома применяется в производстве элементов памяти для компьютеров.

• все диоксиды элементов 6-й группы (Cr, Mo, W) имеют структуру рутила;
• не реагируют с водой и щелочами;
• диоксид хрома имеет черную окраску, обладает металлической проводимостью, является ферромагнетиком;
• диоксиды, как промежуточный прдукт реакции, получают при разложении или восстановлении высших оксидов (VI) соответствующих металлов, при темературах 250°(Cr), 450°C(Mo), 600°C(W):
  3(NH₄)Cr₂O₇ → 6CrO₂+2N₂+9H₂O+2NH₃
  MoO₃+H₂ → MoO₂+H₂O
  WO₃+H₂ → WO₂+H₂O
• диоксид хрома получают нагреванием Cr₂O₃ в кислороде при 300°C и высоком давлении;
• устойчивость диоксида возрастает в ряду от хрома к вольфраму.

Оксид хрома CrO₃(VI) (хромовый ангидрид)

Физические свойства CrO₃(VI):

• кристаллы красно-фиолетового цвета;
• разлагаются при комнатной температуре;
• расплывается на воздухе по причине высокой гигроскопичности;
• хорошо растворим в воде.

Химические свойства CrO₃(VI):

• CrO₃(VI) является кислотным оксидом;
• растворяясь в воде, образует хромовые кислоты:
  • хромовая кислота: CrO₃+H₂O(изб) = H₂CrO₄
  • дихромовая кислота: 2CrO₃+H₂O(нед) = H₂Cr₂O₇
• реагирует с основаниями:
  CrO₃+2KOH = K₂CrO₄+H₂O
• CrO₃ окисляет углерод, серу, фосфор, йод, образуя оксид хрома (III):
  4CrO₃+3S = 3SO₂+2Cr₂O₃
• нагретый до температуры выше 250°C, триоксид хрома разлагается на молекулярный кислород и оксид хрома (III):
  4CrO₃ = 2Cr₂O₃+3O₂

Триоксид хрома получают действием концентрированной серной кислоты на концентрированные растворы хроматов/дихроматов калия/натрия:
K₂Cr₂O₇+H₂SO₄ = 2CrO₃↓+K₂SO₄+H₂O

Гидроксиды хрома

К гидроксидам хрома относятся две кислоты — хромовая и дихромовая, существующие только в водных растворах, но образующие очень устойчивые соли — хроматы и дихроматы соответственно. Хроматы окрашивают раствор в желтый цвет; дихроматы — в оранжевый.

Кислоты образуются в результате взаимодействия с водой триоксида хрома — если вода присутствует в избытке, образуется хромовая кислота, если в недостатке — дихромовая:
CrO₃+H₂O(изб) = H₂CrO₄
2CrO₃+H₂O(нед) = H₂Cr₂O₇

Примечательно, что хромат-ионы и дихромат-ионы при изменении среды растворов без проблем переходят друг в друга, меняя при этом окраску раствора:

• в кислой среде хроматы переходят в дихроматы, меняя желтый цвет раствора на оранжевый:
  2CrO₄ 2- +2H + ↔ Cr₂O₇ 2- +H₂O
  2K₂CrO₄+H₂SO₄ ↔ K₂Cr₂O₇+K₂SO₄+H₂O
• в щелочной среде все происходит наоборот — дихроматы переходят в хроматы, а оранжевый цвет раствора меняется на желтый:
  Cr₂O₇ 2- +2OH — ↔ 2CrO₄ 2- +H₂O
  K₂Cr₂O₇+2KOH = 2K₂CrO₄+H₂O

Хроматы получают сплавлением хромистого железняка или оксида хрома (III) с карбонатами в присутствии кислорода (t=1000°C):
4Fe(CrO₂)₂+8Na₂CO₃+7O₂ = 8Na₂CrO₄+2Fe₂O₃+8CO₂

Дихроматы получают из растворов хроматов, подкисляя их.

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