Окислительно – восстановительные свойства соединений хрома.
Реакции в кислотной среде.
В кислотной среде соединения Сr +6 переходят в соединения Сr +3 под действием восстановителей: H2S, SO2, FeSO4
· 2Cr +6 + 6e → 2Cr +3
1. Уравнять уравнение реакции методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:
2. Дописать продукты реакции, уравнять уравнение методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:
Реакции в щелочной среде.
В щелочной среде соединения хрома Сr +3 переходят в соединения Сr +6 под действием окислителей: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:
Уравнять уравнение реакции методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:
Дописать продукты реакции, уравнять уравнение методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:
Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степеней окисления в ряду: Cr +2 → Сr +3 → Сr +6 . Соединения хрома (2) — сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (3). Соединения хрома (6) – сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (3). Соединения хрома (3) при взаимодействии с сильными восстановителями проявляют окислительные свойства, переходя в соединения хрома (2), а при взаимодействии с сильными окислителями проявляют восстановительные свойства, превращаясь в соединеня хрома (6)
2. напишите уравнения химических реакций с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
·
Марганец
Соединения двухвалентного марганца.
Соли двухвалентного марганца можно получить при растворении в разбавленных кислотах:
При растворении в воде образуется гидроксид Mn(II): Mn+2HOH = Mn(OH)2+H2
Гидроксид марганца можно получить в виде белого осадка при действии на растворы солей двухвалентного марганца щелочью:
Соединения Mn(II) на воздухе неустойчивы, и Mn(OH)2 на воздухе быстро буреет, превращаясь в оксид-гидроксид четырёхвалентного марганца.
Гидроксид марганца проявляет только основные свойства и не реагирует со щелочами, а при взаимодействии с кислотами даёт соответствующие соли.
Оксид марганца может быть получен при разложении карбоната марганца:
Либо при восстановлении диоксида марганца водородом:
Соединения четырёхвалентного марганца.
Из соединений четырёхвалентного марганца наиболее известен диоксид марганца MnO2 — пиролюзит. Поскольку валентность IV является промежуточной, соединения Mn (VI) образуются как при окислении двухвалентного марганца.
Так и при восстановлении соединений марганца в щелочной среде:
Последняя реакция является примером реакции самоокисления — самовосстановления, для которых характерно то, что часть атомов одного и того же элемента окисляется, восстанавливая одновременно оставшиеся атомы того же элемента:
В свою очередь MnО2 может окислять галогениды и галоген водороды, например HCl:
Диоксид марганца — твёрдое порошкообразное вещество. Он проявляет как основные, так и кислотные свойства.
Соединения шестивалентного марганца.
При сплавлении MnO2 со щелочами в присутствии кислорода, воздуха или окислителей получают соли шестивалентного Марганца, называемые манганатами.
Сама марганцевая кислота, как и соответствующей ей триоксид марганца MnO3, в свободном виде не существует вследствии неустойчивости к процессам окисления — восстановления. Замена протона в кислоте на катион металла приводит к устойчивости манганатов, но их способность к процессам окисления — восствновления сохраняется. Растворы манганатов окрашены в зелёный цвет. При их подкислении образуется марганцеватая кислота,разлагается до соединений марганца четырёхвалентного и семивалентного.
Сильные окислители переводят марганец шестивалентный в семивалентный.
Соединения семивалентного марганца.
В семивалентном состоянии марганец проявляет только окислительные свойства. Среди применяемых в лабораторной практике и в промышленности окислителей широко применяется перманганат калия KMnO2, в быту называемый марганцовкой. Перманганат калия представляет собой кристаллы чёрно-фиолетового цвета. Водные растворы окрашены в фиолетовый цвет, характерный для иона MnO4 — .
Перманганаты являются солями марганцевой кислоты, которая устойчива только в разбавленных растворах (до 20%). Эти растворы могут быть получены действием сильных окислителей на соединения марганца двухвалентного:
При концентрации HMnO4 выше 20% происходит разложение её по уравнению:
Соответствующий марганцевой кислоте марганцевый ангидрид, или оксид марганца (VII), Mn2O7 может быть получен путем воздействия концентрированной серной кислоты на перманганат калия. Этот оксид является ещё более сильным окислителем, чем HMnO4 и KMnO4. Органические соединения при с Mn2O2 самовоспламеняются. При растворении Mn2O2 в воде образуется марганцевая кислота. Из-за неустойчивости и крайне высокой реакционной способности Mn2O2 не применяют, а вместо него используют твердые перманганаты.
В зависимости от среды перманганат калия может восстанавливаться до различных соединений.
При нагревании сухого перманганата калия до температуры выше 200 О С он разлагается.
Этой реакцией в лаборатории иногда пользуются для получения кислорода.
Характерные степени окисления марганца: 0, +2, +3, +4, +6, +7 (степени окисления +1, +5 малохарактерны).
При окислении на воздухе пассивируется. Порошкообразный марганец сгорает в кислороде:
Марганец при нагревании разлагает воду, вытесняя водород:
<\displaystyle <\mathsf
Марганец поглощает водород, с повышением температуры его растворимость в марганце увеличивается. При температуре выше 1200 °C взаимодействует с азотом, образуя различные по составу нитриды.
Углерод реагирует с расплавленным марганцем, образуя карбиды Mn3C и другие. Образует также силициды, бориды, фосфиды.<\displaystyle <\mathsf <3Mn+8HNO_<3>\rightarrow 3Mn(NO_<3>)_<2>+2NO\uparrow +4H_<2>O>>>
В щелочном растворе марганец устойчив.
Марганец образует следующие оксиды: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3 (не выделен в свободном состоянии) и марганцевый ангидрид Mn2O7.
Mn2O7 в обычных условиях жидкое маслянистое вещество тёмно-зелёного цвета, очень неустойчивое; в смеси с концентрированной серной кислотой воспламеняет органические вещества. При 90 °C Mn2O7 разлагается со взрывом. Наиболее устойчивы оксиды Mn2O3 и MnO2, а также комбинированный оксид Mn3O4 (2MnO·MnO2, или соль Mn2MnO4).
При сплавлении оксида марганца (IV) (пиролюзит) со щелочами в присутствии кислорода образуются манганаты:
<\displaystyle <\mathsf <2MnO_<2>+4KOH+O_<2>\rightarrow 2K_<2>MnO_<4>+2H_<2>O>>>Раствор манганата имеет тёмно-зелёный цвет. При подкислении протекает реакция:
<\displaystyle <\mathsf <3K_<2>MnO_<4>+3H_<2>SO_<4>\rightarrow 3K_<2>SO_<4>+2HMnO_<4>+MnO(OH)_<2>\downarrow +H_<2>O>>>Раствор окрашивается в малиновый цвет из-за появления аниона MnO4 − , и из него выпадает коричневый осадок оксида-гидроксида марганца (IV).
Марганцевая кислота очень сильная, но неустойчивая, её невозможно сконцентрировать более, чем до 20 %. Сама кислота и её соли (перманганаты) — сильные окислители. Например, перманганат калия в зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде — до соединений марганца (II), в нейтральной — до соединений марганца (IV), в сильно щелочной — до соединений марганца (VI).
При прокаливании перманганаты разлагаются с выделением кислорода (один из лабораторных способов получения чистого кислорода). Реакция идёт по уравнению (на примере перманганата калия):
<\displaystyle <\mathsf <2MnSO_<4>+5PbO_<2>+6HNO_<3>\rightarrow 2HMnO_<4>+2PbSO_<4>+3Pb(NO_<3>)_<2>+2H_<2>O>>>Эта реакция используется для качественного определения Mn 2+ (см. в разделе «Определение методами химического анализа»).
При подщелачивании растворов солей Mn (II) из них выпадает осадок гидроксида марганца (II), быстро буреющий на воздухе в результате окисления. Подробное описание реакции см. в разделе «Определение методами химического анализа».
Соли MnCl3, Mn2(SO4)3 неустойчивы. Гидроксиды Mn(OH)2 и Mn(OH)3 имеют основный характер, MnO(OH)2 — амфотерный. Хлорид марганца (IV) MnCl4 очень неустойчив, разлагается при нагревании, чем пользуются для получения хлора:
<\displaystyle <\mathsf
Известны и другие соединения марганца с σ-донорными и π-акцепторными лигандами (PF3, NO, N2, P(C5H5)3).
Определение методами химического анализа
Марганец принадлежит к пятой аналитической группе катионов.
Специфические реакции, используемые в аналитической химии для обнаружения катионов Mn 2+ , следующие:
1. Едкие щёлочи с солями марганца (II) дают белый осадок гидроксида марганца (II):
<\displaystyle <\mathsf
Выполнение реакции. К двум каплям раствора соли марганца добавляют две капли раствора щёлочи. Наблюдают изменение цвета осадка.
2. Пероксид водорода в присутствии щёлочи окисляет соли марганца (II) до тёмно-бурого соединения марганца (IV):
<\displaystyle <\mathsf
3. Диоксид свинца PbO2 в присутствии концентрированной азотной кислоты при нагревании окисляет Mn 2+ до MnO4 − с образованием марганцевой кислоты малинового цвета:
<\displaystyle <\mathsf <2MnSO_<4>+5PbO_<2>+6HNO_<3>\rightarrow 2HMnO_<4>+2PbSO_<4>\downarrow +3Pb(NO_<3>)_<2>+2H_<2>O>>><\displaystyle <\mathsf <2Mn^<2+>+5PbO_<2>+4H^<+>\rightarrow 2MnO_<4>^<->+5Pb^<2+>+2H_<2>O>>>Эта реакция даёт отрицательный результат в присутствии восстановителей, например хлороводородной кислоты и её солей, так как они взаимодействуют с диоксидом свинца, а также с образовавшейся марганцевой кислотой. При больших количествах марганца провести эту реакцию не удаётся, так как избыток ионов Mn 2+ восстанавливает образующуюся марганцевую кислоту HMnO4 до MnO(OH)2, и вместо малиновой окраски появляется бурый осадок. Вместо диоксида свинца для окисления Mn 2+ в MnO4 − могут быть использованы другие окислители, например, персульфат аммония (NH4)2S2O8 в присутствии катализатора — ионов Ag + или висмутата натрия NaBiO3:
<\displaystyle <\mathsf <2MnSO_<4>+5NaBiO_<3>+16HNO_<3>\rightarrow 2HMnO_<4>+5Bi(NO_<3>)_<3>+NaNO_<3>+2Na_<2>SO_<4>+7H_<2>O>>>Выполнение реакции. В пробирку вносят стеклянным шпателем немного PbO2, а затем 5 капель концентрированной азотной кислоты HNO3 и нагревают смесь на кипящей водяной бане. В нагретую смесь добавляют 1 каплю раствора сульфата марганца (II) MnSO4 и снова нагревают 10—15 мин, встряхивая время от времени содержимое пробирки. Дают избытку диоксида свинца осесть и наблюдают малиновую окраску образовавшейся марганцевой кислоты.
При окислении висмутатом натрия реакцию проводят следующим образом. В пробирку помещают 1—2 капли раствора сульфата марганца (II) и 4 капли 6 н. HNO3, добавляют несколько крупинок висмутата натрия и встряхивают. Наблюдают появление малиновой окраски раствора.
4. Сульфид аммония (NH4)2S осаждает из раствора солей марганца сульфид марганца (II), окрашенный в телесный цвет:
<\displaystyle <\mathsf
Выполнение реакции. В пробирку помещают 2 капли раствора соли марганца (II) и добавляют 2 капли раствора сульфида аммония
Хром. Химия хрома и его соединений
Положение в периодической системе химических элементов
Хром расположен в 6 группе (или в побочной подгруппе VI группы в короткопериодной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение атома хрома
Электронная конфигурация хрома в 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.
Изображение с портала top10a.ru
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
Хром получают из хромита железа. Для восстановления используют кокс:
Fe(CrO2)2 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO
Еще один способ получения хрома: восстановление из оксида алюминием (алюмотермия):
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:
CrCl2 + 2NaOH → Cr(OH)2 + 2NaCl
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:
CrCl3 + 3KOH → Cr(OH)3 + 3KCl
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).
CrCl2 + 2NH3 + 2H2O → Cr(OH)2↓ + 2NH4Cl
Cr 2+ + 2NH3 + 2H2O → Cr(OH)2↓ + 2NH4 +
При взаимодействии растворимых солей хрома (III) с водным раствором аммиака также образуется серо-зеленый осадок гидроксида хрома (III).
CrCl3 + 3NH3 + 3H2O → Cr(OH)3↓ + 3NH4Cl
Cr 3+ + 3NH3 + 3H2O → Cr(OH)3 ↓ + 3NH4 +
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 галогенами образуются галогениды:
2Cr + 3Cl2 → 2CrCl3
1.2. Хром реагирует с серой с образованием сульфида хрома:
1.3. Хром взаимодействует с фосфором . При этом образуется бинарное соединение – фосфид хрома:
Cr + P → CrP
1.4. С азотом хром реагирует при нагревании до 1000 о С с образованием нитрида:
2Cr + N2 → 2CrN
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 :
Cr + 2HCl → CrCl2 + H2↑
В присутствии кислорода образуются соли хрома (III):
4Cr + 12HCl + 3O2 → 4CrCl3 + 6H2O
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:
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:
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 хрома 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 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:
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.
2. При высоких температурах оксид хрома (II) диспропорционирует :
3CrO → Cr + Cr2O3
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:
CrO + 2HCl → CrCl2 + H2O
И с серной 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.
Изображение с портала chemres.ru
1. При взаимодействии оксида хрома (VI) с водой образуется хромовые кислоты:
2. Оксид хрома (VI) проявляет кислотные свойства. Взаимодействует с основаниями и основными оксидами .
Например , оксид хрома (VI) взаимодействует с гидроксидом калия с образованием хромата калия:
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):
Оксид хрома (VI) также окисляет сложные вещества, например , сульфиты:
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 аммиака на 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 сероводорода через 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)3 не 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 с недостатком гидроксида калия с образованием гидроксида хрома (III) и хлорида 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 хлорида 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 в растворе образуются комплексные соли . При этом гидроксид хрома (III) проявляет кислотные свойства.
Например , гидроксид хрома (III) взаимодействует с избытком гидроксидом натрия с образованием гексагидроксохромата:
4. Г идроксид хрома (III) разлагается при 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 аммиака на 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 с гидроксидом калия с образованием гидроксида хрома (II) и хлорида калия:
CrCl2 + 2KOH → Cr(OH)2↓ + 2KCl
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.
2. Гидроксид хрома (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .
Например , гидроксид хрома (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата хрома (II):
3. Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель.
Например , под действием кислорода воздуха гидроксид хрома (II) окисляется до гидроксида хрома (III):
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:
Правила составления окислительно-восстановительных реакций
6. Химические свойства соединений хрома с точки зрения изменения степеней окисления
В данном разделе реакции выходят за рамки С части ЕГЭ, но могут встретиться в тестовой части экзамена.
Все основные правила составления ОВР для С части, представлены в другом разделе.
Потренироваться составлять реакции онлайн (в рамках ЕГЭ) можно тут .
В зависимости от среды хроматы и дихроматы переходят друг в друга:
1. В кислой среде хроматы (желтого цвета) превращаются в дихроматы (оранжевого цвета):
2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
2. В щелочной среде дихроматы превращаются в хроматы:
K2Cr2O7 + 2KOH → 2K2CrO4 + H2O
В кислой среде без восстановителя выпадает осадок CrO3 (темно-красные кристаллы, растворимые в воде):
K2Cr2O7 + 2H2SO4(к) → 2CrO3 + 2KHSO4 + H2O
3. Термическое разложение дихромата калия также приводит к образованию хромата:
K2Cr2O7 → K2CrO4 + Cr2O3 + O2
В реакциях соединний Cr +3 с избытком щелочи образуются гексагидроксохроматы(III):
Cr2(SO4)3 + 6KOH → 2Cr(OH)3 + 3K2SO4 или в избытке щелочи:
Cr2(SO4)3 + 12KOH → 2Na3[Cr(OH)6] + 3K2SO4
Хроматы металлов являются сильными окислителями, восстанавливаясь в реакциях до ст. ок. +3:
2K2CrO4 + 3H2S + 2H2O → 2Cr(OH)3 + 3S + 4KOH
2K2CrO4 + 3NaNO2 + 5H2O → 2Cr(OH)3 + 3NaNO3 + 4KOH
Дихроматы металлов также являются сильными окислителями, восстанавливаясь в реакциях также до ст. ок. +3:
Восстановление дихроматов до Cr +3 в кислой среде:
K2Cr2O7 + 14HCl(конц.) → 3Cl2 + 2CrCl3 +2KCl + 7H2O
K2Cr2O7 + 14HI → 3I2 + 2CrI3 + 2KI + 7H2O
Na2Cr2O7 + 6NaI + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4Na2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 3KNO2 + 8HNO3 → 2Cr(NO3)3 + 5KNO3 + 4H2O
K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O
K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
Na2Cr2O7 + 6CrCl2 + 14HCl → 8CrCl3 + 2NaCl + 7H2O
Na2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3S + Na2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 3Na2S + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 3Na2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 3(NH4)2S + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 3(NH4)2SO4 + 7H2O или
4K2Cr2O7 + 3(NH4)2S + 16H2SO4 → 4Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 3(NH4)2SO4 + 16H2O
K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
K2Cr2O7 + 3H2O2 + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3O2 + K2SO4 + 7H2O
4K2Cr2O7 + 3PH3 + 16H2SO4 → 4Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 3H3PO4 + 16H2O
K2Cr2O7 + NH3 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + N2 + H2O
Если окислять нечего, то изменения степени окисления не происходит:
K2Cr2O7 + H2SO4(конц.) → 2CrO3 + K2SO4 + H2O
Восстановление дихроматов до Cr +3 в нейтральной среде:
K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2O → 2Cr(OH)3 + 3Na2SO4 + 2KOH
K2Cr2O7 + 3H2S + H2O → 2Cr(OH)3 + 3S + 2KOH
K2Cr2O7 + 3(NH4)2S + H2O → 2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3 + 2KOH
Восстановление дихроматов углеродом:
2K2Cr2O7 + 3С → 2Cr2O3 + 2K2CO3 + CO2
Оксид хрома (VI) также является сильным окислителем:
2CrO3 + 3KNO2 + 3H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3KNO3 + 3H2O
Соединения Cr +3 (зеленого цвета) окисляются сильными окислителями в щелочной среде до хроматов с Cr +6 (желтого цвета):
2K3[Cr(OH)6] + 3Cl2 + 4KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O
2Cr(NO3)3 + O3 + 10KOH → 2K2CrO4 + 6KNO3 + 5H2O
Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 16KOH → 2K2CrO4 + 6K2MnO4 + 3K2SO4 + 8H2O
Cr2(SO4)3 + 3H2O2 + 10NaOH → 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 8H2O
Cr2(SO4)3 + 3Cl2 + 16KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 3K2SO4 + 8H2O
2CrCl3 + KClO3 + 10KOH → 2K2CrO4 + 7KCl + 5H2O
2NaCrO2 + 3H2O2 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + 4H2O
2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O
Cr2O3 + 3KNO3 + 4KOH → 2K2CrO4 + KNO2 + H2O
Cr2O3 + NaClO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + NaCl + 2CO2
Cr2O3 + 4Na2CO3 + 3O2 → 4Na2CrO4 + 4CO2
2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O
2Cr(OH)3 + KClO3 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + KCl + 5H2O
2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + 8H2O
Перекись водорода является достаточно сильным окислителем, чтобы окислить Cr +3 до Cr +6 :
2K3[Cr(OH)6] + 3H2O2 → 2K2CrO4 + 2KOH + 8H2O
Соединения Cr +2 окисляются до соединений Cr +3 такими окислителями, как H2SO4(конц), дихроматы или нитриты в кислой среде:
2CrCl2 + 4H2SO4(конц.) → Cr2(SO4)3 + SO2 + 4HCl + 2H2O
6CrCl2 + K2Cr2O7 + 14HCl → 8CrCl3 + 2KCl + 7H2O.
http://chemege.ru/chrom/
http://chemrise.ru/theory/inorganic_11/rules_chromium_11