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:
Уравнение реакции хрома с фтором
Для атома хрома характерно явления «проскок» электрона
Химические свойства хрома
При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.
2Cr + N2 – t° → 2CrN
В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:
Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H2SO4)
В отсутствии воздуха образуются соли Cr 2+ , а на воздухе – соли Cr 3+ .
Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассив-ность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей.
Соединения хрома
Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.
Соединения хрома (II) – сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.
Оксид хрома (III) Cr2O3 – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:
Амфотерный оксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):
При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):
Гидроксид хрома (III) Сr(ОН)3 . Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид СrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо-голубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака.
Обладает амфотерными свойствами – растворяется как в кислотах, так и в щелочах:
Получение: осаждение гидратом аммиака из раствора солей хрома(Ш):
Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия.
Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:
2Cr +3 Cl3 + 16NaOH + 3Br2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H2O + 2Na2Cr +6 O4
Соединения шестивалентного хрома
Оксид хрома (VI) CrO3 – ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.
Получают из хромата (или дихромата) калия и H2SO4(конц.).
CrO3 – кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO4 2- :
В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O7 2- :
В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:
Дихромат калия – окислитель в кислой среде:
Хромат калия К2 CrО4. Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая окраска раствора отвечает иону СrO4 2- ), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К2Cr2O7. Окислитель (более слабый, чем К2Cr2O7). Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион CrO4 2- – выпадение желтого осадка хромата бария, разлагающегося в сильнокислотной среде. Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, селективный окислитель, реактив в аналитической химии.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: спекание хромита с поташом на воздухе:
Дихромат калия K2Cr2O7 . Оксосоль. Техническое название хромпик. Оранжево-красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (оранжевая окраска раствора отвечает иону Сr2O7 2- ). В щелочной среде образует К2CrO4 . Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественные реакции – синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н2O2 , синее окрашивание водного раствора при действии атомарного водорода.
Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, компонент пиротехнических составов, реагент в аналитической химии, ингибитор коррозии металлов, в смеси с Н2SO4 (конц.) – для мытья химической посуды.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: обработка К2СrO4 серной кислотой:
Acetyl
Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.
Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.
H + | Li + | K + | Na + | NH4 + | Ba 2+ | Ca 2+ | Mg 2+ | Sr 2+ | Al 3+ | Cr 3+ | Fe 2+ | Fe 3+ | Ni 2+ | Co 2+ | Mn 2+ | Zn 2+ | Ag + | Hg 2+ | Pb 2+ | Sn 2+ | Cu 2+ | |
OH — | Р | Р | Р | Р | Р | М | Н | М | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | — | — | Н | Н | Н | |
F — | Р | М | Р | Р | Р | М | Н | Н | М | М | Н | Н | Н | Р | Р | Р | Р | Р | — | Н | Р | Р |
Cl — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Н | Р | М | Р | Р |
Br — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Н | М | М | Р | Р |
I — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | ? | Р | ? | Р | Р | Р | Р | Н | Н | Н | М | ? |
S 2- | М | Р | Р | Р | Р | — | — | — | Н | — | — | Н | — | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н |
HS — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | ? | ? | ? | ? | ? | Н | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? |
SO3 2- | Р | Р | Р | Р | Р | Н | Н | М | Н | ? | — | Н | ? | Н | Н | ? | М | М | — | Н | ? | ? |
HSO3 — | Р | ? | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? |
SO4 2- | Р | Р | Р | Р | Р | Н | М | Р | Н | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | М | — | Н | Р | Р |
HSO4 — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | — | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | Н | ? | ? |
NO3 — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | — | Р |
NO2 — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | ? | ? | ? | ? | Р | М | ? | ? | М | ? | ? | ? | ? |
PO4 3- | Р | Н | Р | Р | — | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н |
CO3 2- | Р | Р | Р | Р | Р | Н | Н | Н | Н | ? | ? | Н | ? | Н | Н | Н | Н | Н | ? | Н | ? | Н |
CH3COO — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | — | Р | Р | — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | — | Р |
SiO3 2- | Н | Н | Р | Р | ? | Н | Н | Н | Н | ? | ? | Н | ? | ? | ? | Н | Н | ? | ? | Н | ? | ? |
Растворимые (>1%) | Нерастворимые ( 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. источники: http://www.yoursystemeducation.com/xrom/ http://acetyl.ru/o/ncr1.php |