Гидролиз карбоната хрома 3 уравнение

Спасибо! Ваша заявка отправлена, преподаватель свяжется с вами в ближайшее время.

Вы можете также связаться с преподавателем напрямую:

8(906)72 3-11-5 2

Скопируйте эту ссылку, чтобы разместить результат запроса » » на другом сайте.

Изображение вещества/реакции можно сохранить или скопировать, кликнув по нему правой кнопкой мыши.

Если вы считаете, что результат запроса » » содержит ошибку, нажмите на кнопку «Отправить».

Этим вы поможете сделать сайт лучше.

К сожалению, регистрация на сайте пока недоступна.

На сайте есть сноски двух типов:

Подсказки — помогают вспомнить определения терминов или поясняют информацию, которая может быть сложна для начинающего.

Дополнительная информация — такие сноски содержат примечания или уточнения, выходящие за рамки базовой школьной химии, нужны для углубленного изучения.

Здесь вы можете выбрать параметры отображения органических соединений.

Гидролиз солей хрома (III)

Хром

Положение в периодической системе химических элементов

Хром расположен в 6 группе (или в побочной подгруппе VI группыв короткопериодной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение атома хрома

Электронная конфигурация хромав основном состоянии:

+24Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 1s 2s 2p

3s 3p 4s 3d

Примечательно, что у атома хрома уже в основном энергетическом состоянии происходит провал (проскок) электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.

Физические свойства

Хром– твердый металл голубовато-белого цвета. Очень чистый хром поддается механической обработке. В природе встречается в чистом виде и широко применяется в различных отраслях науки, техники и производства. Чаще всего хром применяется, как компонент сплавов, которые используются при изготовлении медицинского или химического технологического оборудования и приборов.

Температура плавления 1890 о С, температура кипения 2680 о С, плотность хрома 7,19 г/см 3 .

Нахождение в природе

Хром – довольно распространенный металл в земной коре (0,012 масс.%). Основной минерал, содержащий хром – хромистый железняк FeO·Cr₂O₃ (или Fe(CrO₂)₂).

Способы получения

Хромполучают из хромита железа. Для восстановления используют кокс:

Еще один способ получения хрома: восстановление из оксида алюминием (алюмотермия): 2Al + Cr₂O₃ → 2Cr + Al₂O₃

Качественные реакции

Качественная реакция на ионы хрома +2 – взаимодействие избытка солей хрома (II) с щелочами. При этом образуется коричневый аморфный осадок гидроксида хрома (II).

Например, хлорид хрома (II)взаимодействует с гидроксидом натрия:

Качественная реакция на ионы хрома +3 – взаимодействие избытка солей хрома (III) с щелочами. При этом образуется серо-зеленый аморфный осадок гидроксида хрома (III).

Например, хлорид хрома (III)взаимодействует с гидроксидом калия:

При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид хрома (III) растворяется с образованием комплексной соли:

Обратите внимание, если мы поместим соль хрома (III) в избыток раствора щелочи, то осадок гидроксида хрома (III) не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения хрома (III) сразу переходят в комплекс:

Соли хрома можно обнаружить с помощью водного раствора аммиака. При взаимодействии растворимых солей хрома (II) с водным раствором аммиака также образуется коричневый осадок гидроксида хрома (II).

При взаимодействии растворимых солей хрома (III) с водным раствором аммиака также образуется коричневый осадок гидроксида хрома (III).

Химические свойства

В соединениях хром может проявлять степени окисления от +1 до +6. Наиболее характерными являются соединения хрома со степенями окисления +3 и +6. Менее устойчивы соединения хрома со степенью окисления +2. Хром образует комплексные соединения с координационным числом 6.

1. При комнатной температуре хром химически малоактивен из-за образования на его поверхности тонкой прочной оксидной пленки. При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами: кислородом, галогенами, серой, азотом, кремнием, углеродом, фосфором.

1.1. При взаимодействии хрома с галогенамиобразуются галогениды:

1.2. Хром реагирует с серой с образованием сульфида хрома:

1.3. Хром взаимодействует с фосфором. При этом образуется бинарное соединение – фосфид хрома:

1.4. С азотом хромреагирует при нагревании до 1000 о С с образованием нитрида:

1.5. Хром не взаимодействует с водородом.

1.6. Хром взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

2. Хром взаимодействует и со сложными веществами:

2.1. Хром реагирует с парами воды в раскаленном состоянии:

2.2. В ряду напряжений хром находится левее водорода и поэтому в отсутствии воздуха может вытеснить водород из растворов минеральных кислот (соляной и разбавленной серной кислоты), образуя соли хрома (II).

Например, хром бурно реагирует с соляной кислотой:

В присутствии кислорода образуются соли хрома (III):

2.3. При обычных условиях хром не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV),сульфат хрома (III)и вода: 2Cr + 6H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

2.4. Хром не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.

Только при сильном нагревании концентрированная азотная кислота растворяет хром: Cr + 6HNO₃ → Cr(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O

2.5. Растворы щелочей на хром практически не действуют.

2.6. Однако хром способен вытеснять многие металлы, например медь, олово, серебро и др. из растворов их солей.

Например, хром реагирует с хлоридом меди с образованием хлорида хрома (III) и меди: 2Cr + 3CuCl₂→ 2CrCl₃+ 3Cu

Восстановительные свойства алюминия также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натрия, нитратами и нитритами, хлоратами в щелочной среде.

Например, при сплавлении хрома с хлоратом калия в щелочи хром окисляется до хромата калия:

Хлорат калия и нитрат калия также окисляют хром:

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 калияв 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): Сr₂O₃ + 3NaNO₃ + 2Na₂CO₃ → 2Na₂CrO₄ + 2CO₂ + 3NaNO₂

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 свойствапри взаимодействии с более активными металлами.

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

Реакция очень экзотермическая, сопровождается выделением большого количества света:

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

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

Например, из карбоната калия:

Оксид хрома (II)

Химические свойства

Оксид хрома (II) имеет основный характер, ему соответствует гидроксид хрома (II), обладающий основными свойствами.

1. При обычной температуре устойчив на воздухе, выше 100°С окисляется кислородом. Все соединения хрома (II) – сильные восстановители. 4CrO + O₂→ 2Cr₂O₃

2. При высоких температурах оксид хрома (II) диспропорционирует:

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

4. Оксид хрома (II) проявляет основные свойства. Взаимодействует с сильными кислотами и кислотными оксидами.

Например, оксид хрома (II) взаимодействует с соляной кислотой:

Оксид хрома (VI)

Оксид хрома (VI) CrO₃ – темно-красное кристаллическое вещество. Гигроскопичен, расплывается на воздухе, малоустойчив, разлагается при нормальных условиях.

Способы получения

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

Химические свойства

Оксид хрома (VI) – кислотный. Сильно ядовит. Оксиду хрома (VI) соответствуют хромовая (H₂CrO₄) и дихромовая (H₂Cr₂O₇) кислоты.

2. Оксид хрома (VI) проявляет кислотные свойства. Взаимодействует с основаниямии основными оксидами.

Например, оксид хрома (VI) взаимодействует с гидроксидом калия с образованием хромата калия: CrO₃+ 2KOH → K₂CrO₄+ H₂O

Или с оксидом лития с образованием хромата лития:

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

Например, сера окисляется до оксида серы (IV):

И некоторые органические веществ, например, этанол:

Гидроксид хрома (III)

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃ – это твердое вещество серо-зеленого цвета.

Способы получения

1. Гидроксид хрома (III) можно получить действием раствора аммиакана соли хрома (III).

Например, хлорид хрома (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида хрома (III)и хлорида аммония:

2. Пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводородачерез раствор гексагидроксохромата калия:

Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить сложное вещество K₃[Cr(OH)₆] на составные части: KOH и Cr(OH)₃. Далее мы определяем, как реагирует углекислый газ с каждым из этих веществ, и записываем продукты их взаимодействия. Т.к. Cr(OH)₃не реагирует с СО₂, то мы записываем справа Cr(OH)₃ без изменения. Гидроксид калия реагирует с избытком углекислого газа с образованием гидрокарбоната калия

3. Гидроксид хрома (III) можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли хрома (III).

Например, хлорид хрома (III)реагирует снедостатком гидроксида калияс образованием гидроксида хрома (III)ихлорида калия:

4. Также гидроксид хрома (III) образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III)с растворимыми карбонатами, сульфитами и сульфидами. Сульфиды, карбонаты и сульфиты хрома (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: бромид хрома (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида хрома (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

Хлорид хрома (III)реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства

1. Гидроксид хрома (III) реагирует с растворимыми кислотами. При этом образуются средние соли.

Например, гидроксид хрома (III) взаимодействует с соляной кислотой с образованием нитрата хрома (III):

2. Гидроксид хрома (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид хрома (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата хрома (III):

3.Гидроксид хрома (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами).При этом враствореобразуются комплексные соли. При этом гидроксид хрома (III) проявляет кислотные свойства.

Например, гидроксид хрома (III) взаимодействует с избытком гидроксидом натрия с образованием гексагидроксохромата:

4.Гидроксид хрома (III) разлагаетсяпри нагревании:

5. Под действием окислителей в щелочной среде переходит в хромат.

Например, при взаимодействии с бромом в щелочной среде гидроксид хрома (III) окисляется до хромата:

Гидроксид хрома (II)

Способы получения

1. Гидроксид хрома (II) можно получить действием раствора аммиакана соли хрома (II).

Например, хлорид хрома (II) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида хрома (II)и хлорида аммония:

2. Гидроксид хрома (II) можно получить действием щелочи на соли хрома (II).

Например, хлорид хрома (II)реагирует сгидроксидом калияс образованием гидроксида хрома (II)ихлорида калия:

Химические свойства

1. Гидроксид хрома (II) проявляет основные свойства. В частности, реагирует с растворимыми кислотами.

Например, гидроксид хрома (II) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида хрома (II).Соли хрома (II) окрашивают раствор в синий цвет. Cr(OH)₂ + 2HCl → CrCl₂ + 2H₂O

2. Гидроксид хрома (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид хрома (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата хрома (II): Cr(OH)₂ + SO₃ → CrSO₄ + H₂O

3. Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель.

Например, под действием кислородавоздуха гидроксид хрома (II) окисляется до гидроксида хрома (III): 4Cr(OН)₂ + O₂ + 2Н₂О → 4Cr(OН)₃

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.

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 солигидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водойв момент образования.

Например, при сливании растворов солей хрома (III) и сульфита, гидросульфита, карбоната или сульфида натрия протекает взаимный гидролиз:

Хромиты

Соли, в которых хром (III) входит в состав кислотного остатка (хромиты) — образуются из оксида хрома (III)при сплавлении с щелочами и основными оксидами: Cr₂O₃+ Na₂O → 2NaCrO₂

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.

При этом очевидно, что хромиты реагируют с кислотами. При недостатке кислоты образуется гидроксид хрома (III):

В избытке кислоты гидроксид хрома (III) не образуется:

Под действием избытка воды хромиты гидролизуются:

Соли хрома (VI)

Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н₂CrO₄ и дихромовая Н₂Cr₂O₇. Поэтому хром в степени окисления +6 образует два типа солей: хроматы и дихроматы.

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: K₂Cr₂O₇ + 2KOH → 2K₂CrO₄+ H₂O

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: 2K₂CrO₄ + 3NH₄HS + 2H₂O + 2KOH → 3S + 2K₃[Cr(OH)₆] + 3NH₃

Хромат натрия окисляет сернистый газ:

Хромат натрия окисляет сульфид натрия:

При взаимодействии с восстановителями в кислой среде хроматы и дихроматы образуют соли хрома (III).

Дихромат калия окисляет йодид калия, фосфид кальция, соединения железа (II), сернистый газ, концентрированную соляную кислоту: