Как получить оксид хрома 3 уравнение

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:

Некоторые важнейшие соединения хрома

Cr(OH)₂ слабое основание

Cr(OH)₃ ↔ HCrO₂ + H₂O амфотерный гидроксид

Окислители и восстановители

Способы получения

2. Силикотермический: 2Сr₂O₃ + 3Si = 3SiO₂ + 4Cr

3. Электролитический: 2CrCl₃ = 2Сr + 3Cl₂

Химические свойства

Поверхностная оксидная пленка является причиной инертности хрома при обычной температуре, благодаря чему этот металл не подвергается атмосферной коррозии (в отличие от железа).

При нагревании хром проявляет свойства довольно активного металла, что соответствует его положению в электрохимическом ряду напряжений.

1. Взаимодействие с O₂

Тонкоизмельченный хром интенсивно горит в токе кислорода. На воздухе реакция с O₂ происходит лишь на поверхности металла.

При осторожном окислении амальгамированного хрома образуется низший оксид CrO.

2. Взаимодействие с другими неметаллами

(Сr не взаимодействует с Н₂, но поглощает его в больших количествах)

CrCl₃ и CrS — ионные соединения.

CrN и r_xC_y — ковалентные тугоплавкие инертные вещества, по твердости сравнимы с алмазом.

3. Взаимодействие с разбавленными растворами HCl и H₂SO₄

4. Действие концентрированных HNO₃, H₂SO₄ и «царской водки» на хром.

Эти кислоты не растворяют хром при обычной температуре, они переводят его в «пассивное» состояние.

Пассивацию можно частично снять сильным нагреванием, после чего хром начинает очень медленно растворяться в кипящих конц. HNO₃, H₂SO₄, «царской водке».

— смесь концентрированных HNO₃3 и НСl (1:3), растворяет золото и платиновые металлы (Pd,Os,Ru).

5. Вытеснение малоактивных Me из водных р-ров солей.

6. Взаимодействие с солями, разлагающимися с образованием кислорода.

Соединения Cr (II)

СrO — оксид хрома (II).

Твердое черное вещество, н. р. в Н₂O.

Способы получения

1) медленное окисление хрома, растворенного в ртути

2) обезвоживание Сr(ОН)₂ в восстановительной атмосфере:

Химические свойства

СrO — неустойчивое вещество, легко окисляется при небольшом нагревании до Сr₂O₃; при более высоких Т диспропорционирует:

СrO — типичный основный оксид, проявляет характерные для этого класса свойства. Реакции необходимо проводить в восстановительной среде.

Сr(OН)₂ — гидроксид хрома (II)

твердое желтое вещество, н. р. в Н₂O.

обменными реакциями из солей Сr 2+ :

Химические свойства

Неустойчивое вещество, разлагается при нагревании; на воздухе быстро окисляется с образованием зеленого гидроксида хрома (III);

Соли Сr 2+

Наиболее важные: CrCl₂, CrSO₄, (СН₃СОО)₂Сr. Гидратированный ион Сr 2+ имеет бледно-голубую окраску.

Способы получения:

1. Сr + неметалл (S, Hal₂)

2. Восстановление солей Сr 3+ :

Химические свойства

1. Соли Сr 2+ — сильные восстановители, так как очень легко окисляются до солей Сr 3+

2. Раствор CrSO₄ в разбавленной H₂SO₄ — превосходный поглотитель кислорода:

3. С аммиаком соли Сr 2+ образуют комплексные соли — аммиакаты:

Для Сr 2+ характерно образование двойных сульфатов, например: K₂Cr(SO₄)₂• 6Н₂O

Соединения Сr(III)

, важнейшее природное соединение хрома. Сr₂О₃, полученный химическими методами, представляет собой темно-зеленый порошок.

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

2. Термическое разложение гидроксида хрома (III) или дихромата аммония:

3. Восстановление дихроматов углеродом или серой:

Сr₂O₃ используется для изготовления краски «хромовая зеленая», обладающей термо- и влагоустойчивостью.

Химические свойства

Сr₂O₃ — типичный амфотерный оксид

В порошкообразном виде реагирует с сильными кислотами и сильными щелочами, в кристаллическом виде — химически инертное вещество.

К наиболее практически важным реакциям относятся следующие:

1. Восстановление с целью получения металлического хрома:

2. Сплавление с оксидами и карбонатами активных металлов:

Образующиеся метахромиты являются производными метахромистой кислоты НСrO₂.

3. Получение хлорида хрома (III):

Сr(ОН)₃ — гидроксид хрома (III).

Образуется в виде синевато-серого осадка при действии щелочей на соли Сr 3+ :

Практически нерастворимый в воде гидроксид может существовать в виде коллоидных растворов.

В твердом состоянии гидроксид хрома (III) имеет переменный состав Сr₂O₃• nН₂O. Теряя молекулу воды, Сr(ОН)₃ превращается в метагидроксид СrО(ОН).

Химические свойства

Сr(ОН)₃ — амфотерный гидроксид, способный растворяться как в кислотах, так и в щелочах:

Сr(ОН)₃ + ЗОН — = [Cr(OH)₆] 3- _{гексагидроксохромитанион}

При сплавлении с твердыми щелочами образуются метахромиты:

Соли Cr 3+ .

Растворением осадка Сr(ОН)₃ в кислотах получают нитрат Cr(NO₃)₃, хлорид СrСl₃, сульфат Cr₂(SO₄)₃ и другие соли. В твердом состоянии чаще всего содержат в составе молекул кристаллизационную воду, от количества которой зависит окраска соли.

Самой распространенной является двойная соль КСr(SO₄)₂• 12H₂O — хромокалиевые квасцы (сине-фиолетовые кристаллы).

Хромиты, или хроматы (III) — соли, содержащие Сr 3+ в составе аниона. Безводные хромиты получают сплавлением Сr₂O₃ с оксидами двухвалентных металлов:

В водных растворах хромиты существуют в виде гидроксокомплексов.

Химические свойства

К наиболее характерным свойствам солей Cr(III) относятся следующие:

1. Осаждение катиона Сг 3+ под действием щелочей:

Характерный цвет осадка и его способность растворяться в избытке щелочи используется для отличия ионов Сг 3+ от других катионов.

2. Легкая гидролизуемость в водных растворах, обусловливающая сильнокислый характер среды:

Сr 3+ + Н₂O = СrОН 2+ + Н +

Соли Сr (III) с анионами слабых и летучих кислот в водных растворах не существуют; так как подвергаются необратимому гидролизу, например:

3. Окислительно-восстановительная активность:

а) окислитель: соли Cr(III) → соли(VI)

см. «Получение солей Cr(VI)»

б) восстановительь: соли Cr(III) → соли(II)

см. «Получение солей Cr(II)»

4. Способность к образованию комплексных соединений — аммиакатов и аквакомплексов, например:

Соединения Cr(VI)

CrO₃ — оксид хрома (VII) триоксид хрома, хромовый ангидрид.

Кристаллическое вещество темно-красного цвета, очень гигроскопичное, легко растворимое в воде. Основной способ получения:

Химические свойства

СrО₃ — кислотный оксид, активно взаимодействует с водой и щелочами, образуя хромовые кислоты и хроматы.

Хромовый ангидрид — чрезвычайно энергичный окислитель. Например, этанол воспламеняется при соприкосновении с СrO₃:

Продуктом восстановления хромового ангидрида, как правило, является Сr₂O₃.

Хромовые кислоты — Н₂СrO₄, Н₂Сr₂O₇.

Химические свойства

При растворении CrO₃ в воде образуются 2 кислоты:

Обе кислоты существуют только в водных растворах. Между ними устанавливается равновесие:

Обе кислоты очень сильные, по первой ступени диссоциированы практически полностью:

— соли, содержащие анионы хромовой кислоты CrO₄ 2- . Почти все имеют желтую окраску (реже — красную). В воде хорошо растворяются только хроматы щелочных металлов и аммония. Хроматы тяжелых металлов н. р. в Н₂O. Наиболее распространены: Na₂CrO₄, К₂CrO₄, РЬCrO₄ (желтый крон).

Способы получения

1. Сплавление CrO₃ с основными оксидами, основаниями:

2. Окисление соединений Cr(III) в присутствии щелочей:

3. Сплавление Сr₂O₃ со щелочами в присутствии окислителя:

Химические свойства

Хроматы существуют только в разбавленных щелочных растворах, которые имеют желтую окраску, характерную для анионов СrO₄ 2- . При подкислении раствора эти анионы превращаются в оранжевые дихромат-анионы:

2СrO₄ 2- + 2Н + = Сr₂O₇ 2- + Н₂O Это равновесие мгновенно сдвигается в ту или иную сторону при изменении рН растворов.

Хроматы — сильные окислители.

При нагревании хроматы тяжелых металлов разлагаются; например:

— соли, содержащие анионы дихромовой кислоты Сr₂O₇ 2-

В отличие от монохроматов имеют оранжево-красную окраску и обладают значительно лучшей растворимостью в воде. Наиболее важные дихроматы — К₂Сr₂O₇, Na₂Cr₂O₇, (NH₄)₂Cr₂O₇.

Их получают из соответствующих хроматов под действием кислот, даже очень слабых, например:

Химические свойства

Водные растворы дихроматов имеют кислую среду вследствие устанавливаемого равновесия с хроматанионами (см. выше). Окислительные свойства дихроматов наиболее сильно проявляются в подкисленных растворах:

При добавлении восстановителей к кислым растворам дихроматов окраска резко изменяется от оранжевой до зеленой, характерной для соединений Сг 3+ .

Примеры ОВР с участием дихроматов в качестве окислителей

Эта реакция используется для получения хромокалиееых квасцов KCr(SO₄)₂ • 12H₂O

Acetyl

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.