Водневі сполуки хрому. Оксиди хрому (II), (III) та (VI). Хімічні властивості хрому

Посібник-репетитор з хімії

Продовження. Див. у № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18/2008

ЗАНЯТТЯ 25

10-й клас(перший рік навчання)

Хром та його сполуки

1. Положення в таблиці Д. І. Менделєєва, будова атома.

2. Походження назви.

3. Фізичні характеристики.

4. Хімічні характеристики.

5. Знаходження у природі.

6. Основні методи одержання.

7. Найважливіші сполуки хрому:

а) оксид та гідроксид хрому(II);

б) оксид та гідроксид хрому(III), їх амфотерні властивості;

в) оксид хрому(VI), хромова та дихромова кислота, хромати та дихромати.

9. Окисно-відновні властивості сполук хрому.

Хром розташований у побічній підгрупі VI групи таблиці Д. І. Менделєєва. При складанні електронної формули хрому необхідно згадати, що у зв'язку з більшою стійкістю конфігурації 3 d 5 у атома хрому спостерігається проскок електрона та електронна формула має вигляд: 1 s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 1 3d 5 . У сполуках хром може виявляти ступені окислення +2, +3 і +6 (ступінь окислення +3 є найбільш стійкою):

Хром отримав свою назву від грецького слова chroma(колір, фарба) через яскраве різноманітне забарвлення його сполук.

Хром – білий блискучий метал, дуже твердий, тендітний, тугоплавкий. Стійкий до корозії. На повітрі покривається оксидною плівкою, через що поверхня стає матовою.

Хімічні властивості

За звичайних умов хром – неактивний метал і реагує лише з фтором. Але при нагріванні оксидна плівка хрому руйнується і хром реагує з багатьма простими і складними речовинами (аналогічно Al).

4Cr + 3O 2 2Cr 2 O 3 .

Метали (-).

Неметали (+):

2Cr + 3Cl 2 2CrCl 3 ,

2Cr + 3F 2 = 2CrF 3 ,

2Cr + 3SCr 2 S 3 ,

Н 2 Про (+/–):*

2Cr + 3H 2 O (пар)Cr 2 O 3 + 3H 2 .

Основні оксиди (-).

Кислотні оксиди (-).

Підстави (+/–):

2Cr + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 .

Кислоти-неокислювачі (+).

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 .

Кислоти-окислювачі (-). Пасивація.

Солі (+/-):

2Cr + 3CuSO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Cu,

Cr + CaCl 2 немає реакції.

У п р і р о д е елемент хром представлений чотирма ізотопами з масовими числами 50, 52, 53 і 54. У природі хром зустрічається тільки у вигляді сполук, найважливішими з яких є хромистий залізняк, або хроміт (FeOжCr 2 O 3) і свинцева червона руда (PbCrO 4).

Металевий хром одержують: 1) з його оксиду за допомогою алюмотермії:

Cr 2 O 3 + 2Al 2Cr + Al 2 O 3 ,

2) електроліз водних розчинів або розплавів його солей:

З хромистого залізняку в промисловості отримують сплав заліза з хромом – ферохром, який широко використовується в металургії:

FeO Cr 2 O 3 + 4CFe + 2Cr + 4CO.

В аж н ій ш і е з'єд н е н ня х р о м а

Хром утворює три оксиди та відповідних їм гідроксиду, характер яких закономірно змінюється зі збільшенням ступеня окислення хрому:

Оксид хрому(II) (CrO) – тверда, не розчинна за звичайних умов у воді речовина яскраво-червоного або коричнево-червоного кольору, типовий основний оксид. Оксид хрому (II) легко окислюється повітря при нагріванні, відновлюється до чистого хрому.

CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O,

4CrO + O 2 2Сr 2 O 3 ,

CrO+H2Сr+H2O.

Отримують оксид хрому(II) прямим окисленням хрому:

2Cr + O 2 2СrO.

Гідроксид хрому(II) (Cr(OH) 2) – нерозчинна у воді речовина жовтого кольору, слабкий електроліт, виявляє основні властивості, добре розчиняється у концентрованих кислотах; легко окислюється у присутності вологи киснем повітря; при прожарюванні на повітрі розкладається з утворенням оксиду хрому(III):

Cr(OH) 2 + 2HCl = CrCl 2 + 2H 2 O,

4Cr(OH) 2 + O 2 2Сr 2 O 3 + 4H 2 O.

Отримують гідроксид хрому(II) реакцією обміну між сіллю хрому(II) і розчином лугу без кисню:

CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl.

Оксид хрому(III) (Cr 2 O 3) виявляє амфотерні властивості. Це тугоплавкий (за твердістю порівняний з корундом) порошок зеленого кольору, що не розчиняється у воді. Канцероген! Отримують його при розкладанні дихромату амонію, гідроксиду хрому(III), відновленням дихромату калію або прямим окисненням хрому:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O,

2Cr(OH) 3 Cr 2 O 3 + 3H 2 O,

2K 2 Cr 2 O 7 + 3С2Cr 2 O 3 + 2K 2 CO 3 + С 2 ,

4Cr + 3O 2 2Cr 2 O 3 .

За звичайних умов оксид хрому(III) погано розчиняється у кислотах та лугах; амфотерні властивості він виявляє при сплавленні з лугами або з карбонатами лужних металів (утворюючи хроміти); за високих температур оксид хрому(III) можна відновити до чистого металу:

Cr 2 O 3 + 2KOH 2KCrO 2 + H 2 O,

Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 2NaCrO 2 + CO 2 ,

Cr 2 O 3 + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2 O,

2Cr 2 O 3 + 3С4Cr + 3СO 2 .

Гідроксид хрому(III) (Cr(OH) 3) осаджується при дії лугів на солі тривалентного хрому (сіро-зелений осад):

CrCl 3 + 3NaOH (брак) = Сr(OH) 3 + 3NaCl.

Він виявляє амфотерні властивості, розчиняючись як у кислотах, так і надлишку лугів; термічно нестійкий:

Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O,

Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3 ,

Cr(OH) 3 + KOH KCrO 2 + 2H 2 O,

2Cr(OH) 3 Cr 2 O 3 + 3H 2 O.

Оксид хрому(VI) (CrO 3) – кристалічна речовина темно-червоного кольору, отруйна, виявляє кислотні властивості. Добре розчинний у воді, при розчиненні цього оксиду у воді утворюються хромові кислоти; як кислотний оксид CrO 3 взаємодіє з основними оксидами та з лугами; термічно нестійкий; є найсильнішим окислювачем:

CrO 3 + H 2 O =

2CrO 3 + H 2 O =

CrO 3 + K 2 OK 2 CrO 4 ,

CrO 3 + 2NaOH = Na 2 CrO 4 + H 2 O,

4CrO 3 2Cr 2 O 3 + 3O 2 ,

Отримують цей оксид взаємодією сухих хроматів та дихроматів з концентрованою сірчаною кислотою:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 (конц.)2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O,

K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 (конц.) CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Хромоваі дихромова кислотаіснують лише у водних розчинах, але утворюють стійкі солі – хроматиі дихромати. Хромати та їх розчини мають жовте забарвлення, а дихромати – помаранчеве. Хромат-іони та дихромат-іони легко переходять один в одного при зміні середовища розчину. У кислому середовищіхромати переходять у дихромати, розчин набуває помаранчевого забарвлення; у лужному середовищідихромати переходять у хромати, розчин стає жовтим:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4)K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O,

K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH)2K 2 CrO 4 + H 2 O.

Іон стійкий у лужному середовищі, а – у кислому.

О к і с л і т л ь н о о в о с т а н о в і т о л ь н е с в о й с т в а
з'єднаний х р о м а

З усіх сполук хрому найбільш стійкими є сполуки зі ступенем окиснення хрому +3. З'єднання хрому зі ступенем окиснення +2 є сильними відновниками і легко окислюються до +3:

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Cr(OH) 3 ,

4CrCl 2 + 4HCl + O 2 = 4CrCl 3 + 2H 2 O.

З'єднання, що містять хром у ступені окислення +6, є сильними окислювачами, хром при цьому відновлюється від +6 до +3:

K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 = 3S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O.

Для виявлення спирту в повітрі, що видихається використовується реакція, заснована на окисної здатності оксиду хрому(VI):

4CrO 3 + 3С 2 H 5 OH 2Cr 2 O 3 + 3CH 3 COOH + 3H 2 O.

Розчин дихромату калію в концентрованій сірчаній кислоті називають хромовою сумішшюта використовують для очищення хімічного посуду.

Тест на тему «Хром та його сполуки»

1. Деякий елемент утворює всі три типи оксидів (основний, амфотерний та кислотний). Ступінь окислення елемента в амфотерному оксиді буде:

а) мінімальної;

б) максимальною;

в) проміжної між мінімальною та максимальною;

г) може бути будь-якою.

2. При взаємодії свіжоприготовленого осаду гідроксиду хрому (III) з надлишком розчину лугу утворюється:

а) середня сіль; б) основна сіль;

в) подвійна сіль; г) комплексна сіль.

3. Загальна кількість електронів на передньому рівні атома хрому становить:

а) 12; б) 13; в 1; г) 2.

4. Який із оксидів металів відноситься до кислотних?

а) Оксид міді(II); б) оксид хрому(VI);

в) оксид хрому (ІІІ); г) оксид заліза (ІІІ).

5. Яка маса дихромату калію (г) необхідна для окислення 11,2 г заліза в сірчанокислому розчині?

а) 58,8; б) 14,7; в) 294; г) 29,4.

6. Яку масу води (в г) необхідно випарувати з 150 г 10% розчину хлориду хрому(III) для отримання 30% розчину цієї солі?

а) 100; б) 20; в) 50; г) 40.

7. Молярна концентрація сірчаної кислоти у розчині дорівнює 11,7 моль/л, а щільність розчину становить 1,62 г/мл. Масова частка сірчаної кислоти в цьому розчині дорівнює (%):

а) 35,4; б) 98; в) 70,8; г) 11,7.

8. Число атомів кисню в 19,4 г хромату калію дорівнює:

а) 0,602 10 23; б) 2,408 10 23;

в) 2,78 10 23; г) 6,02 10 23 .

9. Лакмус покаже червоне забарвлення у водному розчині (можливо кілька правильних відповідей):

а) хлориду хрому(III); б) хлориду хрому (ІІ);

в) хлориду калію; г) соляної кислоти.

10. Перехід хромату в дихромат відбувається в середовищі ... і супроводжується процесом:

а) кисла, процес відновлення;

б) кисла, не відбувається зміни ступенів окиснення;

в) лужна, процес відновлення;

г) лужна, немає зміни ступенів окислення.

Ключ до тесту

Якісні завдання щодо ідентифікації речовин 1. Водний розчин деякої солі поділили на дві частини. Одну з них обробили надлишком лугу і нагріли, газ, що виділився, змінив колір червоного лакмусу на синій. Іншу частину обробили соляною кислотою, газ, що виділився, викликав помутніння вапняної води. Яку сіль аналізували? Підтвердьте відповідь рівняннями реакцій.

Відповідь. Карбонат амонію.

2. При додаванні до водного розчину речовини А (окремо) аміаку, сульфіду натрію та нітрату срібла утворюються білі опади, причому два з них – однакового складу. Що являє собою речовина А? Напишіть рівняння реакцій.

Рішення

Речовина А – AlCl 3 .

AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 + 3NH 4 Cl,

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl,

AlCl 3 + 3AgNO 3 = 3AgCl + Al(NO 3) 3 .

Відповідь. Хлорид алюмінію.

3. При згоранні в присутності кисню безбарвного газу А з характерним характерним запахом утворюється інший газ В, без кольору і запаху, що реагує при кімнатній температурі з літієм з утворенням твердої речовини С. Ідентифікуйте речовини, напишіть рівняння реакцій.

Рішення

Речовина А – NH 3 ,

речовина В - N 2

речовина С - Li 3 N.

4NH 3 + 3O 2 2N 2 + 6H 2 O,

N 2 + 6Li = 2Li 3 N.

Відповідь. NH 3, N 2, Li 3 N.

4. Безбарвний газ А з характерним різким запахом реагує з іншим безбарвним газом, що має запах тухлих яєць. В результаті реакції утворюється проста С і складна речовина. Речовина С взаємодіє з міддю з утворенням солі чорного кольору. Ідентифікуйте речовини, наведіть рівняння реакцій.

Відповідь. SO 2 H 2 S, S.

5. Безбарвний газ А з різким характерним запахом, легшим за повітря, реагує з сильною кислотою, при цьому утворюється сіль С, водний розчин якої не утворює опадів ні з хлоридом барію, ні з нітратом срібла. Ідентифікуйте речовини, наведіть рівняння реакцій (один із можливих варіантів).

Відповідь. NH 3 , HNO 3 , NH 4 NO 3 .

6. Проста речовина А, утворена атомами другого за поширеністю елемента земної кори, реагує при нагріванні з оксидом заліза(II), внаслідок чого утворюється сполука, нерозчинна у водних розчинах лугів і кислот (крім плавикової). Речовина при сплавленні з негашеним вапном утворює нерозчинну сіль С. Ідентифікуйте речовини, наведіть рівняння реакцій (один з можливих варіантів).

Відповідь. Si, SiO 2 , CaSiO 3 .

7. Нерозчинна у воді сполука А бурого кольору при нагріванні розкладається з утворенням двох оксидів, один з яких – вода. Інший оксид відновлюється вугіллям з утворенням металу С, другим за поширеністю в природі металом. Ідентифікуйте речовини, напишіть рівняння реакцій.

Відповідь. Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 Fe.

8. Речовина А, що входить до складу одного з найпоширеніших мінералів, при обробці соляною кислотою утворює газ В. При взаємодії речовини при нагріванні з простою речовиною С утворюється тільки одна сполука - горючий газ без кольору і запаху. Ідентифікуйте речовини, наведіть рівняння реакцій.

Відповідь. CaCO 3, CO 2, C.

9. Легкий метал А, що реагує з розведеною сірчаною кислотою, але не реагує на холоді з концентрованою сірчаною кислотою, взаємодіє з розчином гідроксиду натрію, при цьому утворюються газ і сіль В. При додаванні до речовини В соляної кислоти утворюється сіль С. Ідентифікуйте речовини, наведіть рівняння реакцій.

Відповідь. Al, NaAlO 2 , NaCl.

10. Речовина А являє собою м'який, сріблясто-білий метал, що добре ріже ножем, легше води. При взаємодії речовини А з простою речовиною Утворюється з'єднання С, розчинне у воді з утворенням лужного розчину. При обробці речовини З соляною кислотою виділяється газ із неприємним запахом і утворюється сіль, що забарвлює полум'я пальника у фіолетовий колір. Ідентифікуйте речовини, наведіть рівняння реакцій.

Відповідь. K, S, K2S.

11. Безбарвний газ А з різким характерним запахом окислюється киснем у присутності каталізатора в сполуку, що є летючою рідиною. Речовина, вступаючи в реакцію з негашеним вапном, утворює сіль С. Ідентифікуйте речовини, приведіть рівняння реакцій.

Відповідь. SO2, SO3, CaSO4.

12. Проста речовина А, рідка при кімнатній температурі, реагує з сріблясто-білим легким металом, утворюючи сіль С, яка при обробці розчином лугу дає білий осад, що розчиняється в надлишку лугу. Ідентифікуйте речовини, наведіть рівняння реакцій.

Відповідь. Br2, Al, AlBr3.

13. Тверда проста речовина жовтого кольору реагує з сріблясто-білим легким металом, в результаті чого утворюється сіль С, що повністю гідролізується у водному розчині з утворенням білого осаду і отруйного газу з неприємним запахом. Ідентифікуйте речовини, наведіть рівняння реакцій.

Відповідь. S, Al, Al 2 S 3 .

14. Проста нестійка газоподібна речовина А перетворюється на іншу просту речовину, в атмосфері якої згоряє метал С; продуктом цієї реакції є оксид, в якому метал знаходиться у двох ступенях окиснення. Ідентифікуйте речовини, наведіть рівняння реакцій.

Відповідь. O 3, O 2, Fe.

15. Кристалічна речовина темно-фіолетового кольору А при нагріванні розкладається з утворенням простої газоподібної речовини, в атмосфері якої згоряє проста речовина, утворюючи безбарвний газ без запаху, що входить в невеликих кількостях до складу повітря. Ідентифікуйте речовини, наведіть рівняння реакцій.

Відповідь. KMnO 4, O 2, C.

16. Проста речовина А, що є напівпровідником, реагуючи з простою газоподібною речовиною, утворює сполуку С, що не розчиняється у воді. При сплавленні з лугами речовина С утворює сполуки, які називаються розчинними стеклами. Ідентифікуйте речовини, наведіть рівняння реакцій (один із можливих варіантів).

Відповідь. Si, O 2 , SiO 2 .

17. Отруйний безбарвний газ А з неприємним запахом розкладається при нагріванні на прості речовини, одна з яких являє собою тверду речовину жовтого кольору. При згорянні речовини Утворюється безбарвний газ З неприємним запахом, що знебарвлює багато органічних фарб. Ідентифікуйте речовини, наведіть рівняння реакцій.

Відповідь. H 2 S, S, SO 2 .

18. Летуча воднева сполука А згоряє в повітрі, утворюючи речовину, розчинну в плавикової кислоті. При сплавленні речовини з оксидом натрію утворюється розчинна у воді сіль С. Ідентифікуйте речовини, приведіть рівняння реакцій.

Відповідь. SiH 4 , SiO 2 , Na 2 SiO 3 .

19. Важкорозчинне у воді з'єднання А білого кольору в результаті прожарювання при високій температурі з вугіллям і піском без кисню утворює просту речовину, що існує в декількох алотропних модифікаціях. При згорянні цієї речовини в повітрі утворюється з'єднання, розчиняється у воді з утворенням кислоти, здатної утворювати три ряди солей. Ідентифікуйте речовини, напишіть рівняння реакцій.

Відповідь. Ca 3 (PO 4) 2 , P, P 2 O 5 .

* Знак +/– означає, що ця реакція протікає не з усіма реагентами або в специфічних умовах.

Далі буде

ВИЗНАЧЕННЯ

Хром- 24-ий елемент Періодичної таблиці. Позначення – Cr від латинського «chromium». Розташований у четвертому періоді, VIB групі. Належить до металів. Заряд ядра дорівнює 24.

Хром міститься у земній корі у кількості 0,02% (мас.). У природі він зустрічається головним чином як хромистого залізняку FeO×Cr 2 O 3 .

Хром є твердим блискучим металом (рис. 1), що плавиться при 1890 o С; густина його 7,19 г/см 3 . При кімнатній температурі хром стійкий і до води, і повітря. Розведені сірчана та соляна кислоти розчиняють хром із виділенням водню. У холодній концентрованій азотній кислоті хром нерозчинний і після обробки стає пасивним.

Мал. 1. Хром. Зовнішній вигляд.

Атомна та молекулярна маса хрому

ВИЗНАЧЕННЯ

Відносна молекулярна маса речовини(M r) - це число, що показує, у скільки разів маса даної молекули більша за 1/12 маси атома вуглецю, а відносна атомна маса елемента(A r) — у скільки разів середня маса атомів хімічного елемента більша за 1/12 маси атома вуглецю.

Оскільки у вільному стані хром існує як одноатомних молекул Cr, значення його атомної і молекулярної мас збігаються. Вони дорівнюють 51,9962.

Ізотопи хрому

Відомо, що в природі хром може бути у вигляді чотирьох стабільних ізотопів 50 Cr, 52 Cr, 53 Cr і 54 Cr. Їхні масові числа дорівнюють 50, 52, 53 і 54 відповідно. Ядро атома ізотопу хрому 50 Cr містить двадцять чотири протона і двадцять шість нейтронів, інші ізотопи відрізняються від нього лише числом нейтронів.

Існують штучні ізотопи хрому з масовими числами від 42 до 67, серед яких найбільш стабільним є 59 Cr з періодом напіврозпаду рівним 42,3 хвилини, а також один ядерний ізотоп.

Іони хрому

На зовнішньому енергетичному рівні атома хрому є шість електронів, які є валентними:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 .

Через війну хімічного взаємодії хром віддає свої валентні електрони, тобто. є їх донором, і перетворюється на позитивно заряджений іон:

Cr 0 -2e → Cr 2+;

Cr 0 -3e → Cr 3+;

Cr 0 -6e → Cr 6+ .

Молекула та атом хрому

У вільному стані хром існує як одноатомних молекул Cr. Наведемо деякі властивості, що характеризують атом та молекулу хрому:

Сплави хрому

Металевий хром використовується для хромування, а також як один з найважливіших компонентів легованих сталей. Введення хрому в сталь підвищує її стійкість проти корозії як у водних середовищах при нормальних температурах, так і в газах при підвищених температурах. Крім того, хромисті сталі мають підвищену твердість. Хром входить до складу нержавіючих кислототривких, жароміцних сталей.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

ПРИКЛАД 2

Гідроксид хрому (II) Cr(ОН) 2 отримують у вигляді жовтого осаду, обробляючи розчини солей хрому (II) лугами без кисню:

CrСl 2 +2NaOH=Cr(OH) 2 +2NaCl

Cr(OH) 2 має типові основні властивості і є сильним відновником:

2Cr(OH) 2 +H 2 O+1/2O 2 =2Cr(OH) 3 ¯

Водні розчини солей хрому (II) одержують без доступу повітря розчиненням металевого хрому в розведених кислотах в атмосфері водню або відновленням цинку в кислому середовищі солей тривалентного хрому. Безводні солі хрому (II) білого кольору, а водні розчини та кристалогідрати - синього кольору.

За своїми хімічними властивостями солі хрому (II) схожі солі двовалентного заліза, але від останніх яскравіше вираженими відновними властивостями, тобто. легше, ніж відповідні сполуки двовалентного заліза, окислюються. Саме тому дуже важко отримувати та зберігати з'єднання двовалентного хрому.

Гідроксид хрому (III) Cr(ОН) 3 - студнеобразний осад сіро-зеленого кольору, його одержують при дії лугів на розчини солей хрому (III):

Cr 2 (SO 4) 3 +6NaOH=2Cr(OH) 3 +3Na 2 SO 4

Гідроксид хрому (III) має амфотерні властивості, розчиняючись як у кислотах з утворенням солей хрому (III):

2Cr(ОН) 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +6Н 2 Про так і в лугах з утворенням гідроксихромітів: Cr(OH) 3 +NaOH=Na 3

При сплавленні Cr(ОН) 3 з лугами утворюються метахроміти та ортохроміти:

Cr(ОН) 3 +NaOH=NaCrO 2 +2Н 2 O Cr(ОН) 3 +3NaOH=Na 3 CrO 3 +3Н 2 О

При прожарюванні гідроксиду хрому (III) утворюється оксид хрому (III):

2Cr(ОН) 3 =Cr 2 O 3 +3Н 2 O

Солі тривалентного хрому як у твердому стані, так і водних розчинах пофарбовані. Наприклад, безводний сульфат хрому (III) Cr 2 (SO 4) 3 фіолетово-червоного кольору, водні розчини сульфату хрому (III) в залежності від умов можуть змінювати колір від фіолетового до зеленого. Це пояснюється тим, що у водних розчинах катіон Cr 3+ існує тільки у вигляді іона гідратованого 3+ завдяки схильності тривалентного хрому до утворення комплексних сполук. Фіолетовий колір водних розчинів солей хрому (III) обумовлений саме катіоном 3+. При нагріванні комплексні солі хрому (III) можуть

частково втрачати воду, утворюючи солі різного кольору, до зеленого.

Солі тривалентного хрому подібні з солями алюмінію за складом, будовою кристалічної решітки, розчинністю; так, для хрому (III) так само, як і для алюмінію, типово утворення хромокалієвих галунів KCr(SO 4) 2 12Н 2 Про їх застосовують для дублення шкір і як протрава в текстильній справі.

Солі хрому (III) Cr 2 (SО 4) 3 CrСl 3 і т.д. при зберіганні на повітрі стійкі, а в розчинах піддаються гідролізу:

Cr 3+ +3Сl - +НОН«Cr(ОН) 2+ +3Сl - +Н +

Гідроліз йде по I ступені, але є солі, які гідролізуються націло:

Cr 2 S 3 +Н 2 O=Cr(OH) 3 + H 2 S

В окислювально-відновних реакціях у лужному середовищі солі хрому (III) поводяться як відновники:

Слід зазначити, що в ряді гідроксидів хрому різних ступенів окислення Cr(ОН) 2 - Cr(ОН) 3 - Н 2 CrО 4 закономірно відбувається ослаблення основних властивостей та посилення кислотних. Така зміна властивостей зумовлена ​​збільшенням ступеня окислення та зменшенням іонних радіусів хрому. У цьому ряду послідовно посилюються окислювальні властивості. З'єднання Cr(II) - сильні відновники, легко окислюються, перетворюючись на сполуки хрому (III). З'єднання хрому (VI) - сильні окислювачі, що легко відновлюються в сполуки хрому (III). З'єднання з проміжним ступенем окиснення, тобто. сполуки хрому (III) можуть при взаємодії з сильними відновниками проявляти окислювальні властивості, переходячи в сполуки хрому (II), а при взаємодії з сильними окислювачами виявляти відновлювальні властивості, перетворюючись на сполуки хрому (VI).

Ціль:поглибити знання учнів на тему заняття.

Завдання:

• дати характеристику хрому як простої речовини;
• познайомити учнів із сполуками хрому різного ступеня окислення;
• показати залежність властивостей сполук від ступеня окиснення;
• показати окислювально – відновлювальні властивості сполук хрому;
• продовжити формування умінь учнів записувати рівняння хімічних реакцій у молекулярному та іонному вигляді, складати електронний баланс;
• продовжити формування вмінь спостерігати хімічний експеримент.

Форма заняття:лекція з елементами самостійної роботи учнів та спостереженням за хімічним експериментом.

Хід заняття

I. Повторення матеріалу попереднього заняття.

1. Відповісти на запитання та виконати завдання:

Які елементи належать до підгрупи хрому?

Написати електронні формули атомів

Якого типу елементів ставляться?

Які ступені окислення виявляють у сполуках?

Як змінюється радіус атомів та енергія іонізації від хрому до вольфраму?

Можна запропонувати заповнити учням заповнити таблицю, використовуючи табличні величини радіусів атомів, енергії іонізації та зробити висновки.

Зразок таблиці:

2. Заслухати повідомлення учня на тему «Елементи підгрупи хрому в природі, отримання та застосування».

ІІ. лекція.

План лекції:

1. Хром.
2. Сполуки хрому. (2)

• Оксид хрому; (2)
• Гідроксид хрому. (2)

1. Сполуки хрому. (3)

• Оксид хрому; (3)
• Гідроксид хрому. (3)

1. З'єднання хрому (6)

• Оксид хрому; (6)
• Хромова та дихромова кислоти.

1. Залежність властивостей сполук хрому від ступеня окиснення.
2. Окисно – відновлювальні властивості сполук хрому.

1. Хром.

Хром – це білий з блакитним відливом блискучий метал, дуже твердий (щільність 7, 2 г/см 3 ), температура плавлення 1890С.

Хімічні властивості:хром за звичайних умов неактивний метал. Це тим, що його поверхню покрита оксидної плівкою (Сr 2 Про 3). При нагріванні оксидна плівка руйнується, і хром реагує з простими речовинами за високої температури:

• 4Сr +3О 2 = 2Сr 2 Про 3
• 2Сr + 3S = Сr 2 S 3
• 2Сr + 3Cl 2 = 2СrСl 3

Завдання:скласти рівняння реакцій хрому з азотом, фосфором, вуглецем та кремнієм; до одного з рівнянь скласти електронний баланс, вказати окислювач та відновник.

Взаємодія хрому зі складними речовинами:

При дуже високій температурі хром реагує з водою:

• 2Сr + 3 Н 2 О = Сr 2 Про 3 + 3Н 2

Завдання:

Хром реагує з розведеною сірчаною та соляною кислотами:

• Сr + Н 2 SО 4 = СrSО 4 + Н 2
• Сr + 2НСl = СrСl 2 + Н 2

Завдання:скласти електронний баланс, вказати окислювач та відновник.

Концентровані сірчана соляна та азотна кислоти пасивують хром.

2. З'єднання хрому. (2)

1. Оксид хрому (2)- СrО – тверда яскраво – червона речовина, типовий основний оксид (йому відповідає гідроксид хрому (2) - Сr(ОН) 2), не розчиняється у воді, але розчиняється у кислотах:

• СrО + 2НСl = СrСl 2 + Н 2 О

Завдання:скласти рівняння реакції в молекулярному та іонному вигляді взаємодії оксиду хрому (2) із сірчаною кислотою.

Оксид хрому (2) легко окислюється на повітрі:

• 4СrО+ Про 2 = 2Сr 2 Про 3

Завдання:скласти електронний баланс, вказати окислювач та відновник.

Оксид хрому (2) утворюється при окисленні амальгами хрому киснем повітря:

2Сr (амальгама) + О 2 = 2СrО

2. Гідроксид хрому (2)- Сr(ОН) 2 – речовина жовтого кольору, погано розчинна у воді, з яскраво вираженим основним характером, тому взаємодіє з кислотами:

• Сr(ОН) 2 + Н 2 SО 4 = СrSO 4 + 2Н 2 О

Завдання:скласти рівняння реакцій у молекулярному та іонному вигляді взаємодії оксиду хрому (2) із соляною кислотою.

Як і оксид хрому (2), гідроксид хрому (2) окислюється:

• 4 Сr(ОH) 2 + О 2 + 2Н 2 О = 4Сr(ОН) 3

Завдання:скласти електронний баланс, вказати окислювач та відновник.

Отримати гідроксид хрому (2) можна при дії лугів на солі хрому (2):

• CrCl 2 + 2KOH = Cr(OH) 2 ↓ + 2KCl

Завдання:скласти іонні рівняння.

3. З'єднання хрому. (3)

1. Оксид хрому (3)- Сr 2 Про 3 – порошок темно – зеленого кольору, нерозчинний у воді, тугоплавкий, за твердістю близький до корунду (йому відповідає гідроксид хрому (3) – Сr(ОН) 3). Оксид хрому (3) має амфотерний характер, однак у кислотах та лугах розчиняється погано. Реакції зі лугами йдуть при сплавленні:

• Сr 2 Про 3 + 2КОН = 2КСrО 2 (кульгає До)+ Н 2 Про

Завдання:скласти рівняння реакції в молекулярному та іонному вигляді взаємодії оксиду хрому (3) з гідроксидом літію.

З концентрованими розчинами кислот і лугів взаємодіє важко:

• Сr 2 Про 3 + 6 КОН + 3Н 2 О = 2К 3 [Сr(ОН) 6 ]
• Сr 2 Про 3 + 6НСl = 2СrСl 3 + 3Н 2 О

Завдання:скласти рівняння реакцій у молекулярному та іонному вигляді взаємодії оксиду хрому (3) з концентрованою сірчаною кислотою та концентрованим розчином гідроксиду натрію.

Оксид хрому (3) може бути отриманий при розкладанні дихромату амонію:

• (NН 4)2Сr 2 Про 7 = N 2 + Сr 2 Про 3 +4Н 2 Про

2. Гідроксид хрому (3)Сr(ОН) 3 отримують при дії лугів на розчини солей хрому (3):

• СrСl 3 +3КОН = Сr(ОН) 3 ↓ + 3КСl

Завдання:скласти іонні рівняння

Гідроксид хрому (3) є осадом сіро-зеленого кольору, при отриманні якого, луг треба брати в нестачі. Отриманий в такий спосіб гідроксид хрому (3), на відміну відповідного оксиду легко взаємодіє з кислотами і лугами, тобто. виявляє амфотерні властивості:

• Сr(ОН) 3 + 3НNО 3 = Сr(NО 3) 3 + 3Н 2 О
• Сr(ОН) 3 + 3КОН = К 3 [Сr(ОН)6] (гексагідроксохроміт К)

Завдання:скласти рівняння реакцій у молекулярному та іонному вигляді взаємодії гідроксиду хрому (3) з соляною кислотою та гідроксидом натрію.

При сплавленні Сr(ОН) 3 з лугами виходять метахроміти та ортохроміти:

• Cr(OH) 3 + KOH = KCrO 2 (метахроміт К)+ 2H 2 O
• Cr(OH) 3 + KOH = K 3 CrO 3 (ортохроміт К)+ 3H 2 O

4. З'єднання хрому. (6)

1. Оксид хрому (6)- СrО 3 – темно – червона кристалічна речовина, добре розчинна у воді – типовий кислотний оксид. Цьому оксиду відповідає дві кислоти:

• СrО 3 + Н 2 О = Н 2 СrО 4 (хромова кислота - утворюється при надлишку води)
• СrО 3 + Н 2 О = Н 2 Сr 2 Про 7 (Дихромова кислота – утворюється при великій концентрації оксиду хрому (3)).

Оксид хрому (6) – дуже сильний окислювач, тому енергійно взаємодіє з органічними речовинами:

• З 2 Н 5 ВІН + 4СrО 3 = 2СО 2 + 2Сr 2 Про 3 + 3Н 2 О

Окислює також йод, сірку, фосфор, вугілля:

• 3S + 4CrO 3 = 3SO 2 + 2Cr 2 O 3

Завдання:скласти рівняння хімічних реакцій оксиду хрому (6) з йодом, фосфором, вугіллям; до одного з рівнянь скласти електронний баланс, вказати окислювач та відновник

При нагріванні до 250 0 С оксид хрому (6) розкладається:

• 4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3O 2

Оксид хрому (6) можна отримати при дії концентрованої сірчаної кислоти на тверді хромати та дихромати:

• До 2 Сr 2 Про 7 + Н 2 SО 4 = До 2 SО 4 + 2СrО 3 + Н 2 О

2. Хромова та дихромова кислоти.

Хромова та дихромова кислоти існують тільки у водних розчинах, утворюють стійкі солі, відповідно хромати та дихромати. Хромати та їх розчини мають жовте забарвлення, дихромати – помаранчеве.

Хромат - іони СrО 4 2- і дихромат - іони Сr 2О 7 2- легко переходять один в одного при зміні середовища розчинів

У кислому середовищі розчину хромати переходять у дихромати:

• 2К 2 СrО 4 + Н 2 SО 4 = К 2 Сr 2 О 7 + К 2 SО 4 + Н 2 О

У лужному середовищі дихромати переходять у хромати:

• До 2 Сr 2 Про 7 + 2КОН = 2К 2 СrО 4 + Н 2 О

При розведенні дихромова кислота перетворюється на хромову кислоту:

• H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 2H 2 CrO 4

5. Залежність властивостей сполук хрому від ступеня окиснення.

6. Окисно – відновлювальні властивості сполук хрому.

Реакції у кислотному середовищі.

У кислотному середовищі сполуки Сr +6 переходять у сполуки Сr +3 під дією відновників: H 2 S, SO 2 FeSO 4

• До 2 Сr 2 Про 7 +3Н 2 S +4Н 2 SО 4 = 3S + Сr 2 (SО 4) 3 + K 2 SO 4 + 7Н 2 О
• S -2 – 2e → S 0
• 2Cr +6 + 6e → 2Cr +3

Завдання:

1. Зрівняти рівняння реакції методом електронного балансу, вказати окислювач та відновник:

• Na 2 CrO 4 + K 2 S + H 2 SO 4 = S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O

2. Дописати продукти реакції, зрівняти рівняння методом електронного балансу, вказати окислювач та відновник:

• K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 =? +? +Н 2 Про

Реакції у лужному середовищі.

У лужному середовищі сполуки хрому Сr +3 переходять у сполуки Сr +6 під дією окислювачів: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:

• 2KCrO 2 +3 Br 2 +8NaOH =2Na 2 CrO 4 + 2KBr +4NaBr + 4H 2 O
• Cr +3 - 3e → Cr +6
• Br2 0 +2e → 2Br -

Завдання:

Зрівняти рівняння реакції методом електронного балансу, вказати окислювач та відновник:

• NaCrO 2 + J 2 + NaOH = Na 2 CrO 4 + NaJ + H 2 O

Дописати продукти реакції, зрівняти рівняння методом електронного балансу, вказати окислювач та відновник:

• Cr(OH) 3 + Ag 2 O + NaOH = Ag +? +?

Таким чином, окислювальні властивості послідовно посилюються зі зміною ступенів окислення в ряду: Cr +2 → Сr +3 → Сr +6 . З'єднання хрому (2) - сильні відновники, що легко окислюються, перетворюючись на сполуки хрому (3). З'єднання хрому (6) – сильні окислювачі, що легко відновлюються в сполуки хрому (3). З'єднання хрому (3) при взаємодії з сильними відновниками виявляють окислювальні властивості, переходячи в сполуки хрому (2), а при взаємодії з сильними окислювачами виявляють відновлювальні властивості, перетворюючись на сполуки хрому (6)

До методики проведення лекції:

1. Для активізації пізнавальної діяльності учнів та підтримки інтересу доцільно в ході лекції проводити демонстраційний експеримент. Залежно від можливостей навчальної лабораторії можна демонструвати учням такі досліди:

• одержання оксиду хрому (2) та гідроксиду хрому (2), доказ їх основних властивостей;
• одержання оксиду хрому (3) та гідроксиду хрому (3), доказ їх амфотерних властивостей;
• одержання оксиду хрому (6) та розчинення його у воді (отримання хромової та дихромової кислот);
• перехід хроматів у дихромати, дихроматів у хромати.

1. Завдання самостійної роботи можна диференціювати з урахуванням реальних навчальних можливостей учнів.
2. Завершити лекцію можна виконанням наступних завдань: напишіть рівняння хімічних реакцій, за допомогою яких можна здійснити наступні перетворення:

.III. Домашнє завдання:доопрацювати лекцію (дописати рівняння хімічних реакцій)

1. Васильєва З.Г. Лабораторні роботи з загальної та неорганічної хімії. -М.: "Хімія", 1979 - 450 с.
2. Єгоров А.С. Репетитор з фізики. - Ростов-на-Дону: "Фенікс", 2006.-765 с.
3. Кудрявцев О.О. Упорядкування хімічних рівнянь. – М., «Вища школа», 1979. – 295 с.
4. Петров М.М. Неорганічна хімія. - Ленінград: "Хімія", 1989. - 543 с.
5. Ушкалова В.М. Хімія: конкурсні завдання та відповіді. - М.: «Освіта», 2000. - 223 с.

Відкриття хрому відноситься до періоду бурхливого розвитку хіміко-аналітичних досліджень солей та мінералів. У Росії хіміки виявляли особливий інтерес до аналізу мінералів, знайдених у Сибіру та майже невідомих у Західній Європі. Одним із таких мінералів була сибірська червона свинцева руда (крокоїт), описана ще Ломоносовим. Мінерал досліджувався, але нічого, крім оксидів свинцю, заліза та алюмінію, в ньому не було знайдено. Однак у 1797 році Вокелен, прокип'ятив тонко подрібнений зразок мінералу з поташом і осадивши карбонат свинцю, отримав розчин, пофарбований в оранжево червоний колір. З цього розчину він викристалізував рубіново-червону сіль, з якої виділили оксид і вільний метал, відмінний від усіх відомих металів. Вокелен назвав його Хром ( Chrome ) від грецького слова- фарбування, колір; правда тут йшлося про властивість не металу, яке яскраво пофарбованих солей.

Знаходження у природі.

Найважливішою рудою хрому, що має практичне значення, є хроміт, приблизний склад якого відповідає формулі FeCrO4.

Він зустрічається у Малій Азії, на Уралі, у Північній Америці, на півдні Африки. Технічне значення має також названий мінерал крокоїт – PbCrO 4 . У природі зустрічаються також оксид хрому (3) та деякі інші його сполуки. У земній корі вміст хрому у перерахунку на метал становить 0,03%. Хром виявлено на Сонці, зірках, метеоритах.

Фізичні властивості.

Хром – білий, твердий та тендітний метал, виключно хімічно стійкий до дії кислот та лугів. На повітрі він окислюється, має поверхні тонку прозору плівку оксиду. Хром має щільність 7,1 г/см 3 його температура плавлення становить +1875 0 С.

Отримання.

При сильному нагріванні хромистого залізняку з вугіллям відбувається відновлення хрому та заліза:

FeO * Cr 2 O 3 + 4C = 2Cr + Fe + 4CO

В результаті цієї реакції утворюється сплав хрому із залізом, що відрізняється високою міцністю. Для отримання чистого хрому його відновлюють з оксиду хрому(3) алюмінієм:

Cr 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Cr

У цьому процесі зазвичай використовують два оксиди - Cr 2 O 3 і CrO 3

Хімічні властивості.

Завдяки тонкій захисній плівці оксиду, що покриває поверхню хрому, він дуже стійкий до дії агресивних кислот та лугів. Хром не реагує з концентрованими азотною та сірчаною кислотами, а також з фосфорною кислотою. З лугами хром вступає у взаємодію при t = 600-700 про C. Однак хром взаємодіє з розведеними сірчаною та соляною кислотами, витісняючи водень:

2Cr + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2
2Cr + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2

За високої температури хром горить у кисні, утворюючи оксид(III).

Розпечений хром реагує з парами води:

2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

Хром при високій температурі реагує також з галогенами, галоген - воднями, сіркою, азотом, фосфором, вугіллям, кремнієм, бором, наприклад:

Cr + 2HF = CrF 2 + H 2
2Cr + N2 = 2CrN
2Cr + 3S = Cr 2 S 3
Cr + Si = CrSi

Вищевказані фізичні та хімічні властивості хрому знайшли своє застосування у різних галузях науки та техніки. Так, наприклад, хром та його сплави використовуються для отримання високоміцних, корозійностійких покриттів у машинобудуванні. Сплави у вигляді ферохрому використовуються як металорізальні інструменти. Хромовані метали знайшли застосування в медичній техніці, при виготовленні хімічного технологічного обладнання.

Положення хрому в періодичній системі хімічних елементів:

Хром очолює побічну підгрупу VI групи періодичної системи елементів. Його електронна формула така:

24 Cr IS 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 5 4S 1

У заповненні орбіталей електронами у атома хрому порушується закономірність, згідно з якою спочатку мала б заповнитися 4S - орбіталь до стану 4S 2 . Однак, внаслідок того, що 3d - орбіталь займає в атомі хрому вигідніше енергетичне положення, відбувається її заповнення значення 4d 5 . Таке явище спостерігається в інших атомів елементів побічних підгруп. Хром може виявляти ступеня окиснення від +1 до +6. Найбільш стійкими є сполуки хрому зі ступенями окиснення +2, +3, +6.

З'єднання двовалентного хрому.

Оксид хрому (II) CrO – пірофорний чорний порошок (пірофорність – здатність у тонкороздробленому стані спалахнуть на повітрі). CrO розчиняється у розведеній соляній кислоті:

CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O

На повітрі при нагріванні понад 100 0 С CrO перетворюється на Cr 2 O 3 .

Солі двовалентного хрому утворюються під час розчинення металевого хрому в кислотах. Ці реакції відбуваються у атмосфері малоактивного газу (наприклад H 2), т.к. у присутності повітря легко відбувається окислення Cr(II) до Cr(III).

Гідроксид хрому одержують у вигляді жовтого осаду при дії розчину лугу на хлорид хрому (II):

CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl

Cr(OH) 2 має основні властивості, є відновником. Гідратований іон Cr2+ пофарбований у блідо-блакитний колір. Водний розчин CrCl 2 має синє забарвлення. На повітрі у водних розчинах сполуки Cr(II) переходять у сполуки Cr(III). Особливо це яскраво виявляється у гідроксиду Cr(II):

4Cr(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Cr(OH) 3

З'єднання тривалентного хрому.

Оксид хрому (III) Cr2O3 – тугоплавкий порошок зеленого кольору. За твердістю близький до корунду. У лабораторії його можна отримати нагріванням дихромату амонію:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2

Cr 2 O 3 – амфотерний оксид, при сплавленні з лугами утворює хроміти: Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Гідроксид хрому також є амфотерною сполукою:

Cr(OH) 3 + HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
Cr(OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O

Безводний CrCl 3 має вигляд листочків темно-фіолетового кольору, зовсім нерозчинний у холодній воді, при кип'ятінні він розчиняється дуже повільно. Безводний сульфат хрому (III) Cr 2 (SO 4) 3 рожевого кольору також погано розчинний у воді. У присутності відновників утворює фіолетовий сульфат хрому Cr 2 (SO 4) 3 *18H 2 O. Відомі також зелені гідрати сульфату хрому, що містять меншу кількість води. Хромові галун KCr(SO 4) 2 *12H 2 O викристалізовуються з розчинів, що містять фіолетовий сульфат хрому і сульфат калію. Розчин хромових галунів при нагріванні стає зеленим завдяки утворенню сульфатів.

Реакції з хромом та його сполуками

Майже всі сполуки хрому та його розчини інтенсивно пофарбовані. Маючи безбарвний розчин або білий осад, ми можемо з великою ймовірністю зробити висновок про відсутність хрому.

1. Сильно нагріємо в полум'ї пальника на фарфоровій чашці таку кількість біхромату калію, що поміститься на кінчику ножа. Сіль не виділить кристалізаційної води, а розплавиться при температурі близько 400 0 З утворення темної рідини. Погріємо її ще кілька хвилин на сильному полум'ї. Після охолодження на черепку утворюється зелений осад. Частина його розчинний у воді (вона набуває жовтого кольору), а іншу частину залишимо на черепці. Сіль при нагріванні розклалася, у результаті утворився розчинний жовтий хромат калію K 2 CrO 4 і зелений Cr 2 O 3 .
2. Розчинний 3г порошкоподібного біхромату калію в 50мл води. До однієї частини додамо трохи карбонату калію. Він розчиниться з виділенням CO2, а забарвлення розчину стане світло - жовтим. З біхромату калію утворюється хромат. Якщо тепер додати до порцій 50% розчин сірчаної кислоти, то знову з'явиться червоно - жовте забарвлення біхромату.
3. Наллємо у пробірку 5мл. розчину біхромату калію, прокип'ятим із 3мл концентрованої соляної кислоти під тягою. З розчину виділяється жовто-зелений отруйний газоподібний хлор, оскільки хромат окислить HCl до Cl 2 і H 2 O. Сам хромат перетвориться на зелений хлорид тривалентного хрому. Його можна виділити випарюванням розчину, а потім, сплавивши з содою та селітрою, перевести в хромат.
4. При додаванні розчину нітрату свинцю випадає жовтий свинцевий хромат; при взаємодії з розчином нітрату срібла утворюється червоно-коричневий осад хромату срібла.
5. Додамо пероксид водню до розчину біхромату калію та підкислимо розчин сірчаною кислотою. Розчин набуває глибокого синого кольору завдяки утворенню пероксиду хрому. Пероксид при збовтуванні з деякою кількістю ефіру перейде в органічний розчинник і забарвить його у блакитний колір. Ця реакція специфічна для хрому і дуже чутлива. З її допомогою можна виявити хром у металах та сплавах. Насамперед необхідно розчинити метал. При тривалому кип'ятінні з 30%-ною сірчаною кислотою (можна додати і соляну кислоту) хром і багато стали частково розчиняються. Отриманий розчин містить сульфат хрому (ІІІ). Щоб можна було провести реакцію виявлення, спочатку нейтралізуємо його їдким натром. В осад випадає сіро-зелений гідроксид хрому (III), який розчиниться надлишком NaOH і утворює зелений хроміт натрію. Профільтруємо розчин і додамо 30% пероксид водню. При нагріванні розчин забарвиться у жовтий колір, оскільки хроміт окислиться до хромату. Підкислення призведе до появи блакитного забарвлення розчину. Забарвлене з'єднання можна екстрагувати, струшуючи з ефіром.

Аналітичні реакцію іони хрому.

1. До 3-4 крапель розчину хлориду хрому CrCl 3 додайте 2М розчин NaOH до розчинення осаду, що спочатку випав. Зверніть увагу на колір хроміту натрію, що утворився. Нагрійте отриманий розчин на водяній бані. Що при цьому відбувається?
2. До 2-3 крапель розчину CrCl 3 додайте рівний об'єм 8М розчину NaOH і 3-4 краплі 3% розчину H 2 O 2 . Нагрійте реакційну суміш на водяній бані. Що при цьому відбувається? Який осад утворюється, якщо отриманий нейтралізувати забарвлений розчин, додати до нього CH 3 COOH, а потім Pb(NO 3) 2 ?
3. Налийте в пробірку 4-5 крапель розчинів сульфату хрому Cr 2 (SO 4) 3 , IMH 2 SO 4 і KMnO 4 . Нагрійте реакційну суміш протягом кількох хвилин на водяній бані. Зверніть увагу на зміну фарбування розчину. Чим воно спричинене?
4. До 3-4 крапель підкисленого азотною кислотою розчину K 2 Cr 2 O 7 додайте 2-3 краплі розчину H 2 O 2 і перемішайте. Синє фарбування розчину, що з'являється, обумовлено виникненням надхромової кислоти H 2 CrO 6:

Cr 2 O 7 2- + 4H 2 O 2 + 2H + = 2H 2 CrO 6 + 3H 2 O

Зверніть увагу на швидке розкладання H 2 CrO 6:

2H 2 CrO 6 + 8H+ = 2Cr 3+ + 3O 2 + 6H 2 O
синій колір зелений колір

Надхромова кислота значно стійкіша в органічних розчинниках.

1. До 3-4 крапель підкисленого азотною кислотою розчину K 2 Cr 2 O 7 додайте 5 крапель ізоамілового спирту, 2-3 краплі розчину H 2 O 2 і збовтайте реакційну суміш. Шар органічного розчинника, що спливає на верх, пофарбований в яскраво-синій колір. Забарвлення зникає дуже повільно. Порівняйте стійкість H 2 CrO 6 в органічній та водних фазах.
2. При взаємодії CrO 4 2 і іонами Ba 2+ випадає жовтий осад хромату барію BaCrO 4 .
3. Нітрат срібла утворює з іонами CrO 4 2 осад хромату срібла цегляно-червоного кольору.
4. Візьміть три пробірки. В одну з них помістіть 5-6 крапель розчину K 2 Cr 2 O 7 , в другу - такий самий об'єм розчину K 2 CrO 4 , а в третю - по три краплі обох розчинів. Потім додайте в кожну пробірку три краплі розчину іодиду калію. Поясніть отриманий результат. Підкисліть розчин у другій пробірці. Що при цьому відбувається? Чому?

Цікаві досліди із сполуками хрому

1. Суміш CuSO 4 і K 2 Cr 2 O 7 при додаванні лугу стає зеленою, а у присутності кислоти стає жовтою. Нагріваючи 2 мг гліцерину з невеликою кількістю (NH 4) 2 Cr 2 O 7 з подальшим додаванням спирту, після фільтрування виходить яскраво-зелений розчин, який при додаванні кислоти стає жовтим, а в нейтральному або лужному середовищі стає зеленим.
2. Помістити в центр консервної банки з термітом «рубінову суміш» - ретельно розтертий і поміщений у алюмінієву фольгу Al 2 O 3 (4,75 г) з добавкою Cr 2 O 3 (0,25 г). Щоб банку довше не остигала, необхідно закопати під верхній обріз у пісок, а після підпалювання терміту та початку реакції, накрити її залізним листом і засипати піском. Банку викопати за добу. Через війну утворюється червоно – рубіновий порошок.
3. 10г біхромату калію розтирають з 5г нітрату натрію або калію та 10г цукру. Суміш зволожують і змішують із колодієм. Якщо порошок спресувати у скляній трубці, а потім виштовхнути паличку та підпалити її з торця, то почне виповзати «змія», спочатку чорна, а після охолодження – зелена. Паличка діаметром 4 мм горить зі швидкістю близько 2мм на секунду і подовжується вдесятеро.
4. Якщо змішати розчини сульфату міді та дихромату калію і додати трохи розчину аміаку, то випаде аморфний коричневий осад складу 4СuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O, який розчиняється в соляній кислоті з утворенням жовтого розчину, а надлишку аміаку виходить зелений розчин. Якщо далі до цього розчину додати спирт, випаде зелений осад, який після фільтрації стає синім, а після висушування - синьо-фіолетовим з червоними блискітками, добре видимими при сильному освітленні.
5. оксид хрому, що залишився після дослідів «вулкан» або «фараонові змії», можна регенерувати. Для цього треба сплавити 8г Cr 2 O 3 і 2г Na 2 CO 3 і 2,5г KNO 3 і обробити охолоджений сплав окропом. Виходить розчинний хромат, який можна перетворити і на інші сполуки Cr(II) і Cr(VI), у тому числі і вихідний дихромат амонію.

Приклади окисно-відновних переходів за участю хрому та його сполук

1. Cr 2 O 7 2- -- Cr 2 O 3 -- CrO 2 - -- CrO 4 2- -- Cr 2 O 7 2-

a) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O б) Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
в) 2NaCrO 2 + 3Br 2 + 8NaOH = 6NaBr +2Na 2 CrO 4 + 4H 2 O
г) 2Na 2 CrO 4 + 2HCl = Na 2 Cr 2 O 7 + 2NaCl + H 2 O

2. Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- CrCl 3 -- Cr 2 O 7 2- -- CrO 4 2-

а) 2Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
б) Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
в) 2CrCl 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 O = K 2 Cr 2 O 7 + 2Mn(OH) 2 + 6HCl
г) K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O

3. CrO -- Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- Cr(NO 3) 3 -- Cr 2 O 3 -- CrO - 2
Cr 2+

а) CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
б) CrO + H 2 O = Cr(OH) 2
в) Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
г) Cr(OH) 3 + 3HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
д) 4Сr(NO 3) 3 = 2Cr 2 O 3 + 12NO 2 + O 2
е) Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Елемент хром у ролі художника

Хіміки часто зверталися до проблеми створення штучних пігментів для живопису. У XVIII-XIX ст була розроблена технологія отримання багатьох мальовничих матеріалів. Луї Нікола Воклен в 1797 р., який виявив у сибірській червоній руді раніше невідомий елемент хром, приготував нову, чудово стійку фарбу - хромову зелень. Хромофором є водний оксид хрому (III). Під назвою «смарагдова зелена» її почали випускати 1837 року. Пізніше Л.Вокелен запропонував кілька нових фарб: баритову, цинкову та хромові жовті. Згодом вони були витіснені стійкішими жовтими, помаранчевими пігментами на основі кадмію.

Зелена хромова - міцна і світлостійка фарба, що не піддається впливу атмосферних газів. Розтерта на олії хромова зелень володіє великою силою, що криє, і здатна до швидкого висихання, тому з XIX ст. її широко застосовують у живописі. Величезне значення вона має у розписі порцеляни. Справа в тому, що фарфорові вироби можуть декоруватися як підглазурним, так і надглазурним розписом. У першому випадку фарби наносять на поверхню лише трохи обпаленого виробу, який потім покривають шаром глазурі. Далі слідує основний, високотемпературний випал: для спікання фарфорової маси і оплавлення глазурі вироби нагрівають до 1350 - 1450 0 С. Таку високу температуру без хімічних змін витримують дуже небагато фарб, а за старих часів взагалі було тільки дві - кобальтова і хромова. Чорний оксид кобальту, нанесений на поверхню фарфорового виробу, при випалюванні сплавляється з глазур'ю, хімічно взаємодіючи з нею. В результаті утворюються яскраво-сині силікати кобальту. Такий декарований кобальтом синій порцеляновий посуд усі добре знають. Оксид хрому (III) не взаємодіє хімічно з компонентами глазурі і просто залягає між порцеляновими черепками та прозорою глазур'ю «глухим» шаром.

Крім хромової зелені художники застосовують фарби, отримані з волконського. Цей мінерал із групи монтморилонітів (глинистий мінерал підкласу складних силікатів Na(Mo,Al), Si 4 O 10 (OH) 2 виявили 1830 р. російським мінералогом Кеммерером і названий на честь М. Н Волконської – дочки героя битви при Бородіно генерала .Н.Раєвського, дружини декабриста С.Г.Волконського.Волконськоє являє собою глину, що містить до 24% оксиду хрому, а також оксиди алюмінею і заліза (III). обумовлює його різноманітне забарвлення – від кольору зимової потемнілої ялиці до яскраво-зеленого кольору болотяної жаби.

Пабло Пікассо звертався до геологів нашої країни з проханням вивчити запаси волконського, що дає фарбу неповторно свіжого тону. В даний час розроблено спосіб отримання штучного волконського. Цікаво відзначити, що за даними сучасних досліджень, російські іконописці використовували фарби з цього матеріалу ще в середні віки, задовго до його «офіційного» відкриття. Відомою популярністю користувалася у художників і зелень Гіньє (створена в 1837 р.), хромоформ якої є гідрат окису хрому Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, де частина води хімічно пов'язана, а частина адсорбована. Цей пігмент надає фарбі смарагдового відтінку.

сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.