Учитель химии МБОУ лицей 1 г. Волжский Волгоградская область Солдатова Татьяна Михайловна. ХРОМ

I. Исторические сведения II. Хром – химический элемент: 1. Положение хрома в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева 2. Строение атома. III.Хром – простое вещество 3. Нахождение в природе 1.1. Состав. Физические свойства. 22. Получение. 33. Химические свойства 4.4. Биологическая роль и физиологическое действие Применение IV. Соединения хрома

В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил название «сибирский красный свинец», PbCrO 4. Современное название крокоит. В 1797 французский химик Л. Н. Воклен открыл в сибирскойЛ. Н. Воклен красной свинцовой руде новый элемент хром и в 1798 году получил его в свободном состоянии. Происхождение названия Название элемент получил от греч. χρ μα цвет, краска из-за разнообразия окраски своих соединений.

Французский химик Луи Николя Воклен родился в Сент-Андре- д'Эберто (Нормандия). Совместно с А. Ф. Фуркруа выяснил (1799) химическую природу мочевины. Совместно с П. Ж. Робике открыл (1806) первую аминокислоту аспарагин. Открыл также пектин и яблочную кислоту, выделил камфорную и хинную кислоты. Внёс существенный вклад в развитие анализа минералов. Создал школу химиков. Опубликовал одно из первых в мире руководств по химическому анализу – "Введение в аналитическую химию" (1799).

Положение хрома в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома. период группа порядковый номер Cr металл 244 VI B валентные электроны s21s2 2s22p62s22p6 4s14s1 3s23p63s23p6 3d 5 Cr 0 2e Cr +2 Cr 0 3e Cr +3 Cr 0 6e Cr +6

Нахождение хрома в природе Хром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %). Основные соединения хрома хромистый железняк (хромит) FeO·Cr 2 O 3. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO 4. хромиткрокоит

Физические свойства Плотность 7,19 г/см 3 ; t плавления 1890°С; t кипения 2480°С. В свободном виде голубовато- белый металл. Хром (с примесями) является одним из самых твердых металлов. Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке, пластичен. Устойчив на воздухе. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома (III) Cr 2 O 3.

Получение Из хромистого железняка Fe(CrO 2 ) 2 (хромита железа) получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом): FeO· Cr 2 O 3 + 4C Fe + 2Cr + 4CO Феррохром сплав железа и хрома (около 60% ), основные примеси – углерод (до 5%) кремний (до 8%), сера (до 0,05 %), фосфор (до 0,05 %). Феррохром применяют для производства легированных сталей.

Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом: 1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе: 4Fe(CrO 2 ) 2 + 8Na 2 CO 3 + 7O 2 8Na 2 CrO 4 + 2Fe 2 O 3 + 8CO 2 2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа; 3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат; 4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата углём: Na 2 Cr 2 O 7 + 2C Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 + CO 5) с помощью алюминотермии получают металлический хром: Cr 2 O 3 + 2Al Al 2 O Cr ккал

С помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты. При этом на катодах совершаются в основном 3 процесса: 1) восстановление шестивалентного хрома до трехвалентного с переходом его в раствор; 2) разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода; 3) разряд ионов, содержащих шестивалентный хром с осаждением металлического хрома; Cr 2 O Н е = 2Cr + 7H 2 O

Химические свойства Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H 2, Cu,Hg,Ag,Au Cr H 2 SO 4 (конц.), растворы солей + неметаллыО2О2 растворы HCl, H 2 SO 4 H2OH2O + щелочные расплавы окислителей + HNO 3

При комнатной температуре хром химически мало активен из-за образования на его поверхности тонкой прочной оксидной пленки. При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами, например: кислородом, галогенами, азотом, серой. Составьте уравнения реакций хрома с перечисленными неметаллами. Рассмотрите данные реакции как окислительно-восстановительные.

Cr 0 + O 2 0 = Cr 2 +3 O 3 –2 423 Cr 0 – 3e Cr +3 4 O e 2O –2 3 Cr 0 – восстановитель, процесс окисления O 2 0 – окислитель, процесс восстановления Cr 0 + Br 2 0 = Cr +3 Br 3 –1 232 Cr 0 – 3e Cr +3 2 Br e 2Br –1 3 Cr 0 – восстановитель, процесс окисления Br 2 0 – окислитель, процесс восстановления

Cr 0 + N 2 0 = Cr +3 N –3 Cr 0 – 3e Cr +3 2 N e 2N – Cr 0 – восстановитель, процесс окисления N 2 0 – окислитель, процесс восстановления Cr 0 + S 0 = Cr 2 +3 S 3 –2 Cr 0 – 3e Cr +3 2 S 0 + 2e S – Cr 0 – восстановитель, процесс окисления S 0 – окислитель, процесс восстановления

В раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды: 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2 Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H 2, Cu,Hg,Ag,Au Cr В ряду напряжений хром находится левее водорода и поэтому в отсутствии воздуха может вытеснять водород из растворов соляной и серной кислот, образуя соли хрома (II). Составьте уравнения реакций хрома c растворами соляной и серной кислот. Рассмотрите данные реакции как окислительно- восстановительные.

Cr 0 + H +1 Cl = Cr +2 Cl 2 + H 2 0 Cr 0 – 2e Cr H + + 2e H Cr 0 – восстановитель, процесс окисления HCl (за счет Н +1 ) – окислитель, процесс восстановления Cr 0 + H 2 +1 SO 4 = Cr +2 SO 4 + H 2 0 Cr 0 – 2e Cr H + + 2e H Cr 0 – восстановитель, процесс окисления H 2 SO 4 ( за счет Н +1 ) – окислитель, процесс восстановления

В присутствии кислорода хром реагирует с растворами кислот c образованием солей хрома (III) 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоду пассивируют хром При сильном нагревании кислоты растворяют хром с образованием солей хрома (III) Cr + H 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) 3 + SO 2 + H 2 O Cr + HNO 3 Cr(NO 3 ) 3 + NO 2 + H 2 O Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. Назовите окислитель и восстановитель.

Cr 0 + H 2 S +6 O 4 Cr 2 +3 (SO 4 ) 3 + S +4 O 2 + H 2 O Cr 0 + HN +5 O 3 Cr +3 (NO 3 ) 3 + N +4 O 2 + H 2 O Cr 0 – 3e Cr +3 2 S e S Cr + 6H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O Cr 0 – восстановитель, процесс окисления H 2 SO 4 (за счет S +6 ) – окислитель, процесс восстановления Cr 0 – 3e Cr +3 1 N e N +4 3 Cr + 6HNO 3 = Cr(NO 3 ) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O Cr 0 – восстановитель, процесс окисления HNO 3 (за счет N +5 ) – окислитель, процесс восстановления

Хром способен вытеснять многие металлы, например медь, олово, серебро и другие, из растворов их солей: Cr 0 + Cu +2 SO 4 Cr +2 SO 4 + Cu 0 Составьте уравнение реакции хрома c раствором сульфата меди (II). Рассмотрите данную реакцию как окислительно- восстановительную. Cr 0 – 2e Cr +2 1 Cu e Cu 0 1 Cr + CuSO 4 = CrSO 4 + Cu Cr 0 – восстановитель, процесс окисления CuSO 4 (за счет Cu +2 ) – окислитель, процесс восстановления

Cr + KClO 3 + KOH K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O Рассмотрите эту реакцию как окислительно-восстановительную Расставьте коэффициенты. Назовите окислитель и восстановитель. Растворы щелочей на хром практически не действуют. Хром реагирует с щелочными расплавами окислителей. В качестве окислителей используют нитраты натрия, калия, хлорат калия и другие окислители. При взаимодействии с щелочными расплавами окислителей хром образует соли анионного типа, в которых проявляет высшую степень окисления. сплавление

Cr 0 + KCl +5 O 3 + KOH K 2 Cr +6 O 4 + KCl –1 + H 2 O Cr 0 – 3e Cr +3 1 Cl e Cl – 2 Cr + KClO 3 + 2KOH = K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O Cr 0 – восстановитель, процесс окисление KClO 3 (за счет Cl +5 ) – окислитель, процесс восстановление

Хром - постоянная составная часть растительных и животных организмов. В крови содержится от 0,012 до 0,0035 % хрома. Хром имеет большое значение в метаболизме углеводов и жиров, а также участвует в процессе синтеза инсулина. Важнейшая его биологическая роль состоит в регуляции углеводного обмена и уровня глюкозы в крови Элемент способствует нормальному формированию и росту детского организма. Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.

Хром важный компонент во многих легированных сталях. Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование) Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.

Соединения хрома Соединения хрома (II) Соединения хрома (III) Соединения хрома (VI) оксид гидроксид соли оксид гидроксид соли гидроксид оксид

Соединения хрома (II) CrO Оксид хрома (II) – кристаллы черного цвета, имеет основный характер При осторожном нагревании гидроксида хрома (II) в отсутствии кислорода получают оксид хрома (II). Составьте уравнение реакции. Cr(OH) 2 = CrO + H 2 O 3CrO = Cr + Cr 2 O 3 При более высоких температурах оксид хрома (II) диспропорционирует: 700°

Составьте уравнение реакции оксида хрома (II) с соляной и серной кислотами. Рассмотрите реакции с точки зрения ТЕД. CrO + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 O CrO + 2H + + Cl – = Cr Cl – + H 2 O CrO + 2H + = Cr 2+ + H 2 O CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O CrO + 2H + + SO 4 2– = Cr 2+ + SO 4 2– + H 2 O CrO + 2H + = Cr 2+ + H 2 O

Оксид хрома (II) – сильный восстановитель. Кислородом воздуха окисляется до оксида хрома (III) Составьте уравнение реакции. Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную. Cr +2 O + O 2 0 Cr 2 +3 O 3 –2 Cr +2 – 1e Cr +3 4 O e 2O –2 1 4CrO + O 2 = 2Cr 2 O 3 CrO (за счет Cr +2 ) – восстановитель, процесс окисления O 2 – окислитель, процесс восстановления

Cr(OH) 2 Гидроксид хрома (II) Гидроксид хрома (II) получают в виде желтого осадка действием растворов щелочей на соли хрома (II) без доступа воздуха. Составьте уравнение реакции получения гидроксида хрома (II) действием гидроксида натрия на хлорид хрома (II). Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД. CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl Cr Cl – + 2Na + + 2OH – = Cr(OH) 2 + 2Na + + 2Cl – Cr OH – = Cr(OH) 2

Гидроксид хрома (II) обладает основными свойствами. Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (II) с соляной кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД Cr(OН) 2 + 2HCl = CrCl 2 + 2H 2 O Cr(OН) 2 + 2H + + 2Cl – = Cr Cl – + 2H 2 O Cr(OН) 2 + 2H + = Cr H 2 O

Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель. Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома (III) Составьте уравнение реакции. Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную. Cr +2 (ОН) 2 + O Н 2 О Cr +3 (O –2 Н) 3 Cr +2 – 1e Cr +3 4 O e 2O –2 1 4Cr(OН) 2 + O 2 + 2Н 2 О = 4Cr(OН) 3 Cr(OН) 2 (за счет Cr +2 ) – восстановитель, процесс окисления O 2 – окислитель, процесс восстановления

Соли хрома (II) Водные растворы солей хрома (II) получают без доступа воздуха растворением металлического хрома в разбавленных кислотах в атмосфере водорода или восстановлением цинком в кислой среде солей трехвалентного хрома. Безводные соли хрома (II) белого цвета, а водные растворы и кристаллогидраты синего цвета. Соединения хрома (II) – сильные восстановители. Легко окисляются. Именно поэтому очень трудно получать и хранить соединения двухвалентного хрома. Реагируют с концентрированными серной и азотной кислотами: CrCl 2 + O 2 + HCl CrCl 3 + H 2 O CrCl 2 + H 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) 3 + SO 2 + HCl + H 2 O CrCl 2 + HNO 3 Cr(NO 3 ) 3 + NO 2 + HCl + H 2 O Рассмотрите эти реакции как окислительно- восстановительные. Расставьте коэффициенты..

Cr +2 Cl 2 + O HCl Cr +3 Cl 3 + H 2 O –2 Cr +2 – 1e Cr +3 4 O e 2O –2 1 4CrCl 2 + O 2 + 4HCl = 4CrCl 3 + 2H 2 O

Cr +2 Cl 2 + HN +5 O 3 (к) Cr +3 (NO 3 ) 3 + N +4 O 2 + HCl + H 2 O Cr +2 – 1e Cr +3 1 N e N +4 1 CrCl 2 + 4HNO 3(конц) = Cr(NO 3 ) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O Cr +2 Cl 2 + H 2 S +6 O 4(к.) Cr 2 +3 (SO 4 ) 3 + S +4 O 2 + HCl + H 2 O Cr +2 – 1e Cr +3 2 S e S CrCl 2 + 4H 2 SO 4(конц) = Cr 2 (SO 4 ) 3 + SO 2 + 4HCl +2H 2 O

Соединения хрома (III) Cr 2 O 3 Оксид хрома () – тугоплавкий порошок темно-зеленого цвета. Получение. В лабораторных условиях термическим разложением дихромата аммония: (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 2H 2 O В промышленности восстановлением дихромата калия коксом или серой: K 2 Cr 2 O 7 + 3C = 2Cr 2 O 3 + 2K 2 CO 3 + CO 2 K 2 Cr 2 O 7 + S = 2Cr 2 O 3 + K 2 SO 4 t°

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Составьте уравнение реакции оксида хрома (III) с соляной кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД. Cr 2 O 3 + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2 O Cr 2 O 3 + 6H + + 6Cl – = 2Cr Cl – + 3H 2 O Cr 2 O 3 + 6H + = 2Cr H 2 O

При сплавлении оксида хрома (III) с оксидами, гидроксидами и карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов образуются хроматы (III) (хромиты): Сr 2 O 3 + Ba(OH) 2 = Ba(CrO 2 ) 2 + H 2 O Сr 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaCrO 2 + CO 2 t° Оксид хрома (III) нерастворим в воде.

В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III) ведет себя как восстановитель: Cr 2 O 3 + KOH + KMnO 4 K 2 CrO 4 + MnO 2 + H 2 O Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. Cr 2 O 3 + KOH + Сa(ClO) 2 K 2 CrO 4 + CaCl 2 + H 2 O Cr 2 O 3 + O 2 + Na 2 CO 3 Na 2 CrO 4 + CO 2 Cr 2 O 3 + KClO 3 + Na 2 CO 3 Na 2 CrO 4 + KCl + CO 2 Cr 2 O 3 + NaNO 3 + Na 2 CO 3 Na 2 CrO 4 + NaNO 2 + CO 2

Cr 2 +3 O 3 + KOH + KMn +7 O 4 K 2 Cr +6 O 4 + Mn +4 O 2 + H 2 O 2Cr +3 – 6e 2Cr +6 1 окисление, восстановитель Mn e Mn +4 2 восстановление, окислитель Cr 2 O 3 + 2KOH + 2KMnO 4 = 2K 2 CrO 4 + 2MnO 2 + H 2 O Cr 2 +3 O 3 + KOH + Сa(Cl +1 O) 2 K 2 Cr +6 O 4 + CaCl 2 –1 + H 2 O 2Cr +3 – 6e 2Cr +6 1 окисление, восстановитель Cl e Cl –1 3 восстановление, окислитель Cr 2 O 3 + 4KOH + 3Сa(ClO) 2 = 2K 2 CrO 4 + 3CaCl 2 + 2H 2 O

Cr 2 +3 O 3 + O Na 2 CO 3 Na 2 Cr +6 O 4 + CO 2 –2 2Cr +3 – 6e 2Cr +6 2 окисление, восстановитель O e O –2 3 восстановление, окислитель Cr 2 O 3 + 3O 2 + 4Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + 4CO 2 Cr 2 +3 O 3 + KCl +5 O 3 + Na 2 CO 3 Na 2 Cr +6 O 4 + KCl –1 + CO 2 2Cr +3 – 6e 2Cr +6 1 окисление, восстановитель Cl e Cl –1 1 восстановление, окислитель Cr 2 O 3 + KClO 3 + 2Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + KCl + 2CO 2 Cr 2 +3 O 3 + NaN +5 O 3 + Na 2 CO 3 Na 2 Cr +6 O 4 + NaN +3 O 2 + CO 2 2Cr +3 – 6e 2Cr +6 1 окисление, восстановитель N e N +3 3 восстановление, окислитель Cr 2 O 3 + 3NaNO 3 + 2Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + 3NaNO 2 + 2CO 2

Оксид хрома (III) – катализатор В присутствии оксида хрома (III) аммиак окисляется кислородом воздуха до монооксида азота, который в избытке кислорода окисляется до бурого диоксида азота.

Каталитическое окисление этанола Окисление этилового спирта кислородом воздуха происходит очень легко в присутствии оксида хрома (III) Реакция окисления спирта протекает с выделением энергии. Продукт реакции окисления спирта - уксусный альдегид. Cr 2 O 3, t° 2СН 3 –СН 2 –ОН + О 2 2СН 3 – С О + 2H 2 O H

Гидроксид хрома (III) Cr(OH) 3 Получают гидроксид хрома (III) действием растворов щелочей или аммиака на растворы солей хрома (III). Составьте уравнение реакции получения Cr(OH) 3 действием раствора аммиака на хлорид хрома (III): CrCl 3 + 3(NH 3 ·H 2 O) = Cr(OH) 3 + 3NH 4 Cl Лабораторный опыт 1 К раствору хлорида хрома (III) прилейте раствор аммиака. Что наблюдаете?

Лабораторный опыт 2 Осадок, полученный в опыте 1 разделите на две части, к одной из них добавьте раствор соляной кислоты, а к другой – щелочь. Что происходит? Какими свойствами обладает гидроксид хрома (III)? Cr(OH) 3 CrCl 3 Na 3 [Cr(OH) 6 ] NaOH HCl

+H 2 SO 4 +NaOH Осадок, полученный в опыте 1 разделите на две части, к одной из них добавьте серной кислоты, а к другой – щелочь. Что происходит?

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (III) с соляной кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД. Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O Cr(OH) 3 + 3H + + 3Cl – = Cr Cl – + 3H 2 O Cr(OH) 3 + 3H + = Cr H 2 O

Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 [Cr(OH) 6 ] Cr(OH) 3 + 3Na + + 3OH – = 3Na + + [Cr(OH) 6 ] 3– Cr(OH) 3 + 3OH – = [Cr(OH) 6 ] 3– 2Cr(OH) 3 = Cr 2 O 3 + 3H 2 O t° Гидроксид хрома (III) растворяется в щелочах При нагревании гидроксид хрома (III) разлагается: гексагидроксохромат (III) натрия (изумрудно-зеленый)

Соли хрома (III) Хроматы (III) устойчивы в щелочной среде. Они легко реагируют с кислотами: недостаток кислоты: избыток кислоты: В растворе подвергаются полному гидролизу: NaCrO 2 + HCl + H 2 O = Cr(OH) 3 + NaCl NaCrO 2 + 4HCl = CrCl 3 + NaCl + 2H 2 O с угольной кислотой Na 3 [Cr(OH) 6 ] + 3CO 2 = Cr(OH) 3 + 3NaHCO 3 Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 + 3H 2 S В водных растворах катион Cr 3+ встречается только в виде гидратированного иона [Cr(H 2 O) 6 ] 3+, который придает раствору сине-фиолетовый цвет. раствору сине-фиолетовый цвет.

Сульфат хрома (III) образует двойные соли – хромовые квасцы. Из смешанного раствора сульфата хрома (III) и сульфата калия кристаллизуется двойная соль – KCr(SO 4 ) 2 ·12H 2 O сине-фиолетового цвета. Применяются в качестве дубящего вещества при изготовлении эмульсий, а также в дубящих растворах и дубящих фиксажах.

Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительные так и восстановительные свойства. Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. Назовите окислитель и восстановитель. K 3 [Cr(OH) 6 ] + Br 2 + KOH K 2 CrO 4 + KBr + H 2 O CrCl 3 + H 2 O 2 + KOH K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O KCrO 2 + PbO 2 + KOH K 2 CrO 4 + K 2 PbO 2 + H 2 O Cr 2 (SO 4 ) 3 + Cl 2 + NaOH Na 2 CrO 4 + NaCl + H 2 O + Na 2 SO 4 CrCl 3 + Zn CrCl 2 + ZnCl 2

K 3 [Cr +3 (OH) 6 ] + Br KOH K 2 Cr +6 O 4 + KBr – + H 2 O Cr +3 – 3e Cr +6 2 окисление, восстановитель Br e 2Br –1 3 восстановление, окислитель 2K 3 [Cr(OH) 6 ] + 3Br 2 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 8H 2 O Cr +3 Cl 3 + Zn 0 Cr +2 Cl 2 + Zn +2 Cl 2 Cr e Cr +2 2 восстановление, окислитель Zn 0 – 2e Zn +2 1 окисление, восстановитель 2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2 KCr +3 O 2 + Pb +4 O 2 + KOH K 2 Cr +6 O 4 + K 2 Pb +2 O 2 + H 2 O Cr +3 – 3e Cr +6 2 окисление, восстановитель Pb e Pb –2 3 восстановление, окислитель 2KCrO 2 + 3PbO 2 + 8KOH = 2K 2 CrO 4 + 3K 2 PbO 2 + 4H 2 O

Cr +3 Cl 3 + H 2 O 2 –1 + KOH K 2 Cr +6 O 4 + KCl + H 2 O –2 Cr +3 – 3e Cr +6 2 окисление, восстановитель 2O –1 + 2e 2O –2 3 восстановление, окислитель 2CrCl 3 + 3H 2 O KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KCl + 8H 2 O Cr 2 +3 (SO 4 ) 3 + Cl NaOH Na 2 Cr +6 O 4 + NaCl – + H 2 O + Na 2 SO 4 Cr +3 – 3e Cr +6 2 окисление, восстановитель Cl e 2Cl –1 3 восстановление, окислитель Cr 2 (SO 4 ) 3 +3Cl 2 +16NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O +3Na 2 SO 4

Получают CrO 3 действием избытка концентрированной серной кислоты на насыщенный водный раствор дихромата натрия: Na 2 Cr 2 O 7 + 2H 2 SO 4 = 2CrO 3 + 2NaHSO 4 + H 2 O Оксид хрома (VI) очень ядовит. 4CrO 3 2Cr 2 O 3 + 3O 2. При нагревании выше 250 °C разлагается: Оксид хрома (VI) CrO 3 хромовый ангидрид, представляет собой темно-красные игольчатые кристаллы.

CrO 3 кислотный оксид. С избытком воды образуется хромовая кислота H 2 CrO 4 CrO 3 + Н 2 O = Н 2 CrO 4 При большой концентрации CrO 3 образуется дихромовая кислота Н 2 Cr 2 О 7 2CrO 3 + Н 2 O = Н 2 Cr 2 O 7 которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту : Н 2 Cr 2 О 7 + Н 2 О = 2Н 2 CrO 4 При растворении в воде образует кислоты. Эти кислоты – неустойчивые. Существуют только в растворе. Между ними в растворе устанавливается равновесие 2Н 2 CrO 4 Н 2 Cr 2 O 7 + Н 2 O При взаимодействии CrO 3 со щелочами образуются хроматы CrO 3 + 2KOH K 2 CrO 4 + H 2 O.

CrO 3 является сильным окислителем Например этанол, ацетон и многие другие органические вещества самовоспламеняются или даже взрываются при контакте с ним. Окисляет йод, серу, фосфор, уголь. 4CrO 3 + 3S = 2Cr 2 O 3 + 3SO 2. CrO 3 + C 2 H 5 OH CO 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O C 2 H 5 OH + 3H 2 O – 12e 2CO H + 1 2CrO 3 + 6H + + 6e Cr 2 O 3 + 3H 2 O 2 4CrO 3 + C 2 H 5 OH 2CO 2 + 2Cr 2 O 3 + 3H 2 O C 2 H 5 OH + 3H 2 O + 4CrO H + = 2CO H + + 2Cr 2 O 3 + 6H 2 O

Если поместить оксид хрома на фарфоровую пластинку и капнуть на него несколько капель ацетона,то через несколько секунд ацетон загорается. При этом оксид хрома (VI) восстанавливается до оксида хрома (III), а ацетон окисляется до углекислого газа и воды. Окисление ацетона хромовым ангидридом. 16CrO 3 + 3CH 3 – С – CH 3 9CO 2 + 8Cr 2 O 3 + 9H 2 O О

Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н 2 CrO 4 и дихромовая Н 2 Cr 2 O 7

Хромовая кислота кристаллическое вещество красного цвета; выделена в свободном состоянии при охлаждении насыщенных водных растворов CrO 3 ; хромовая кислота электролит средней силы. Изополихромовые кислоты существуют в водных растворах, окрашенных в красный цвет

хроматы – соли хромовой кислоты устойчивы в щелочной среде, при подкислении переходят в оранжевые дихроматы, соли двухромовой кислоты. Реакция обратима, поэтому при добавлении щелочи желтая окраска хромата восстанавливается. 2CrO 4 2– + 2H+ Cr 2 O 7 2– + H 2 O хроматы дихроматы соли ОН – Н+Н+

Лабораторный опыт 3 К раствору дихромата калия добавьте гидроксид калия. Как изменилась окраска? Чем это вызвано? К полученному раствору добавьте серной кислоты до восстановления желтой окраски. Напишите уравнения реакций.

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4(разб.) = 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 2K 2 CrO 4 + 2HCl (разб.) = K 2 Cr 2 O 7 + 2KCl + H 2 O 2K 2 CrO 4 + H 2 O + CO 2 = K 2 Cr 2 O 7 + KHCO 3

Взаимопревращение хроматов и дихроматов Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н 2 CrO 4 и дихромовая Н 2 Cr 2 O 7, Хромат калия K 2 CrO 4 и дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 – соли этих кислот. Хроматы – желтого цвета, дихроматы – оранжевого. В кислой среде хромат-ион превращается в дихромат-ион. В присутствии щелочи дихроматы снова становятся хроматами. Хромат калия превращаем в дихромат, добавляя кислоту. Желтый раствор становится оранжевым. 2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O В стакан с дихроматом калия добавляем щелочь, оранжевый раствор становится желтым – дихроматы превращаются в хроматы. K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O

Соединения хрома (VI) – сильные окислители Cr 2 O 7 2– Cr 3+ Cr(OH) 3 [Cr(OH) 6 ] 3– H+ H2OH2O OH – Cr 2 O 7 2– + 14H + + 6e 2Cr H 2 O Cr 2 O 7 2– + 7Н 2 О + 6e 2[Cr(OH) 6 ] 3– + 2ОН –

Окислительные свойства дихроматов Дихроматы, например дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 – сильные окислители. Под действием восстановителей дихроматы в кислой среде переходят в соли хрома (III). Примером такой реакции может служить окисление сульфита натрия раствором дихромата калия в кислой среде. К раствору дихромата калия добавляем серную кислоту и раствор сульфита натрия. K 2 Cr 2 O 7 +3Na 2 SO 3 +4H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 4H 2 O Оранжевая окраска, характерная для дихроматов, переходит в зеленую. Образовался раствор сульфата хрома (III) зеленого цвета. Соли хрома - ярко окрашены, именно поэтому элемент получил такое название: "хром", что в переводе с греческого означает "цвет, краска". опыт

Zn + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 ZnSO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 +H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 S + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 +H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 O 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 +H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O + H 2 S S + Cr(OH) 3 + KOH K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O + K 2 S S + K 3 [Cr(OH) 6 ] + KOH Дихроматы проявляют окислительные свойства не только в растворах, но и в твердом виде: K 2 Cr 2 O 7 + S K 2 SO 4 + Cr 2 O 3 K 2 Cr 2 O 7 + С K 2 СO 3 + СО + Cr 2 O 3 K 2 Cr 2 O 7 + Al Cr + KAlO 2 + Al 2 O 3 Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. K 2 Cr 2 O 7 + KOH + (NH 4 ) 2 S S + K 3 [Cr(OH) 6 ] + NH 3

Zn 0 + K 2 Cr 2 +6 O 7 + H 2 SO 4 Zn +2 SO 4 + Cr 2 +3 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 +H 2 O Cr e Cr +3 2 восстановление, окислитель Zn 0 – 2e Zn +2 3 окисление, восстановитель 3Zn + K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O K 2 Cr 2 +6 O 7 + H 2 S –2 + H 2 SO 4 S 0 + Cr 2 +3 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O Cr e Cr +3 2 восстановление, окислитель S –2 – 2e S 0 3 окисление, восстановитель 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 K 2 Cr 2 +6 O 7 + H 2 O 2 –1 + H 2 SO 4 O Cr 2 +3 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 +H 2 O Cr e Cr +3 2 восстановление, окислитель 2O –1 – 2e O окисление, восстановитель K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 O 2 + 4H 2 SO 4 = 3O 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

K 2 Cr 2 +6 O 7 + H 2 O + H 2 S –2 S 0 + Cr +3 (OH) 3 + KOH K 2 Cr 2 +6 O 7 + H 2 O + K 2 S –2 S 0 + K 3 [Cr +3 (OH) 6 ] + KOH K 2 Cr 2 +6 O 7 + KOH +H 2 O + (NH 4 ) 2 S –2 S 0 + K 3 [Cr +3 (OH) 6 ] + NH 3 2Cr e 2Cr +3 1 восстановление, окислитель S –2 – 2e S 0 3 окисление, восстановитель 2Cr e 2Cr +3 1 восстановление, окислитель S –2 – 2e S 0 3 окисление, восстановитель 2Cr e 2Cr + 1 восстановление, окислитель S –2 – 2e S 0 3 окисление, восстановитель K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O + 3H 2 S = 3S + 2Cr(OH) 3 + 2KOH K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 O + 3K 2 S = 3S + 2K 3 [Cr(OH) 6 ] + 2KOH K 2 Cr 2 O 7 + 4KOH + H 2 O + 3(NH 4 ) 2 S = 3S + 2K 3 [Cr(OH) 6 ] + 6NH 3

K 2 Cr 2 +6 O 7 + S 0 K 2 S +6 O 4 + Cr 2 +3 O 3 K 2 Cr 2 O 7 + S = K 2 SO 4 + Cr 2 O 3 K 2 Cr 2 +6 O 7 + С 0 K 2 С +4 O 3 + С +2 О + Cr 2 +3 O 3 K 2 Cr 2 O 7 + 2С = K 2 СO 3 + СО + Cr 2 O 3 K 2 Cr 2 +6 O 7 + Al 0 Cr 0 + KAlO 2 + Al 2 +3 O 3 K 2 Cr 2 O 7 + 4Al = 2Cr + 2KAlO 2 + Al 2 O 3 Cr e Cr +3 2 восстановление, окислитель S 0 – 6e S +6 1 окисление, восстановитель Cr e Cr восстановление, окислитель С 0 – 4e С окисление, восстановитель С 0 – 2e С Cr e 2Cr +3 1 восстановление, окислитель Al 0 – 3e Al +3 2 окисление, восстановитель

Дихромат калия (хромпик) широко применяется как окислитель органических соединений: 3С 2 H 5 OH + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 CH 3 – CHO + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O 3С 3 H 7 OH + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 3CH 3 – C–CH 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O O

Хроматы щелочных металлов плавятся без разложения, а дихроматы при высокой температуре превращаются в хроматы. Дихромат аммония разлагается при нагревании: (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O 180°C

В ряду гидроксидов хрома различных степеней окисления Cr(ОН) 2 Cr(ОН) 3 Н 2 CrО 4 закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Такое изменение свойств обусловлено увеличением степени окисления и уменьшением ионных радиусов хрома. В этом же ряду последовательно усиливаются окислительные свойства. Соединения Cr (II) сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (III). Соединения хрома(VI) сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).

Степень окисления хромa Оксид CrO Cr 2 O 3 CrO 3 Гидроксид Cr(OH) 2 Cr(OH) 3 H 2 CrO 4 H 2 Cr 2 O 7 Кислотные и окислительные свойства возрастают Основные и восстановительные свойства возрастают Соединения хрома

Начала химии. Современный курс для поступающих в ВУЗы. – М.: 1Федеративная Книготорговая Компания. Химия. Подготовка к ЕГЭ: учебно-методическое пособие / Под ред. В.Н. Доронькина. – Ростов н/Дону: Легион Химия. Пособие для поступающих в вузы /О.О. Максименко. – М. : Филол. о-во СЛОВО: Изд-во Эксмо Интернет-ресурсы (картинки, видеофрагменты: 1) Единая образовательная коллекция цифровых ресурсов. Химия. Неорганическая химия. Металлы побочных подгрупп. Хром. Видеопыты. 2) Образовательная коллекция Химия для всех XXI Химические опыты со взрывами и без