Одинаков ли эквивалент хрома в соединениях crcl3 и cr2 so4 3 – Задача 1. Вычислите эквивалент, фактор эквивалентности и молярную массу эквивалентов Н3РО4 при реакциях обмена, в результате которых образуются кислые и нормальные соли.

3.3 Основные законы химии

Задача 1.Плотность газа по воздуху равна 1,17. Определите молярную массу газа.

Решение Из закона Авогадро следует, что при одном и том же давлении и одинаковых температурах массы равных объемов газов относятся, как их молярные массы.

m₁ ∕ m₂ = M₁ ∕ M₂

где m₁ ∕ m₂относительная плотность первого газа ко второму, которую обозначают Д.

Следовательно, по условию задачи

Д = М₁ ∕ М₂ = 1,17

Средняя молярная масса воздуха М₂ равна 29 г/моль.

Тогда М₁ = 1,17  29 = 33,9 г/моль.

Задача 2. Какой объем СО₂ получится при сгорании 2 л бутана? Сколько литров кислорода вступит в реакцию? Объемы газообразных веществ измерены при одинаковых условиях.

Решение Запишем уравнение реакции горения бутана:

2С₄Н₁₀ + 13 О₂ = 8 СО₂ + 10Н₂О.

На основании закона Авогадро коэффициенты в уравнении реакции между газообразными веществами указывают не только на отношение между числом реагирующих и полученных молекул, но и на объемные соотношения исходных и конечных газообразных продуктов (закон объемных отношений). Приведенное уравнение можно читать так:

2л С₄Н₁₀ + 13л О₂ = 8л СО₂ + 10л Н₂О.

или на сжигание 2 л бутана требуется 13 л кислорода и при этом образуется 8 л оксида углерода (IV) и 10 л паров воды.

Задача 3. Какой объем сероводорода можно сжечь в 800 л воздуха? Какой объем диоксида серы получится при этом?

Решение В 800л воздуха содержится 800 0,21 = 168 л кислорода.

Запишем уравнение происходящей реакции:

2Н₂S + 3 O₂ = 2 SO₂ + 2H₂O.

Из уравнения реакции следует, что для сжигания двух объемов Н₂S требуется три таких же объема кислорода, следовательно, можно составить пропорцию:

На сжигание 2 л Н₂S требуется 3 л О₂.

На сжигание Х л Н₂О требуется 168 л О₂.

Х = 168 · 2 ∕ 3 = 112 л.

Из уравнения реакции также следует, что объем полученного SO₂ равен объему сожженного Н₂S, т. е.112 л.

Задача 4. На восстановление 7,09 г оксида двухвалентного металла требуется 2,24 л водорода . Вычислите молярные массы эквивалентов оксида и металла. Чему равна атомная масса металла?

Решение Согласно закону эквивалентов

_{mMeO ∕Mэ(MeO) =V(h3) ∕Vэ(H2)} (1)

Молярный объем любого газа при н. у. равен 22,4 л. Отсюда молярный объем эквивалентов водорода V_э(Н₂), молекула которого состоит из двух атомов, т. е. содержит два моля атомов водорода, равен 22,4/2 = 11,2 л. Из уравнения (1) находим молярную массу эквивалентов оксида металла:

_{Mэ(MeO) = mMeO·Vэ(H2) ∕ V(H2}

_).

_{Mэ(MeO) = 7,09 · 11,2 ∕ 2,24 = 35,45 г/моль.}

Согласно закону эквивалентов

М_э(МеО) = М_э(Ме) + М_э(О₂), отсюда

М_э(Ме) = М_э(МеО) – М_э(О₂) = 35,45 – 8 = 27,45 г/моль (8 г/моль – молярная масса эквивалентов кислорода).

Молярную массу металла определяем из соотношения:

М = М ∕ В,

где М_э – молярная масса эквивалентов;

М – молярная масса металла;

В – стехиометрическаяя валентность металла.

Тогда М = М_э В = 27,45  2 = 54,9 г/моль

Так как атомная масса численно равна молярной массе, то искомая масса металла 54,9 а.е.м.

4 Контрольные вопросы и задачи

1 Выразить в граммах массу одной молекулы оксида серы (1V).

2 Сколько молекул содержится в 1 мл водорода при нормальных условиях?

3 Какой объем при нормальных условиях занимают 27 10²¹ молекул газа ?

4 Какой объем СО₂ получается при сгорании 2 л бутана? Объемы обоих газов измерены при одинаковых условиях.

5 При взаимодействии NH₃ c Сl образуются хлороводород и азот. В каких объемных соотношениях взаимодействуют NH₃ и Cl₂ и каково отношение объемов получающих газов ?

6 Вычислить молярную массу газа, если масса 600 мл этого газа при нормальных условиях равна 1,714 г.

7 Одинаков ли эквивалент хрома в соединениях CrCl₃

и Cr₂(SO₄)₃? Ответ поясните.

8 Одинакова ли молярная масса эквивалентов железа в соединениях FeCl₂ и FeCl₃? Ответ подтвердить расчетами.

9 На нейтрализацию 2,45 г кислоты идет 2,0 г гидроксида натрия. Определить молярную массу эквивалентов кислоты.

10 При взаимодействии фосфорной кислоты со щелочью образовался гидрофосфат натрия._. Найти значение молярной массы эквивалентов фосфорной кислоты в этой реакции.

11 Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты. Определить молярную массу эквивалентов металла и объем выделившегося водорода.

Список литературы

1 Хомченко, И. Г. Общая химия : учебник / И. Г. Хомченко. – М.: Новая Волна, 2002. – 464 с.

2 Гольбрайх, З. Е.

Сборник задач и упражнений по химии : учеб. пособие / З. Е. Гольбрайх, Е. И. Маслов. – 6-е изд. – М.: АСТ, Астрель, 2004. – 383 с.

3 Коровин, Н. В. Общая химия / Н.В. Коровин – М.: Высшая школа, 2010. – 559с.

4 Глинка, Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии/ Н. Л. Глинка – Л.: Химия, 2004. – 274 с.

5 Глинка, Н. Л. Общая химия/ Н. Л. Глинка – Л.: Химия, 2002. – 653 с.

6 Курс химии/ Под ред. Г. П. Лучинского, В. И. Семишина – М.: Выс. шк., 1972,Ч.2– 372 с.

7 Курс общей химии / Под ред. Н. В. Коровина – М: Выс. шк., 1981. – 431с.

studfiles.net

Cr2(SO4)3, степень окисления хрома и др элементов

Общие сведения о сульфате хрома (III) и степени окисления в Cr2(SO4)3

Брутто-формула — Cr₂(SO₄)₃. Молярная масса равна – 392,16 г/моль.

Рис. 1. Сульфат хрома (III). Внешний вид.

Растворяется в воде (гидролизуется по катиону). Образует кристаллогидраты составов Cr₂(SO₄)₃×18H₂O иCr₂(SO₄)₃×6H₂O. Проявляет слабые окислительно-восстановительные свойства.

Cr2(SO4)3, степени окисления элементов в нем

Степень окисления кислотного остатка определяется числом атомов водорода, входящих в состав образующей его кислоты, указанных со знаком минус. Сульфат-ион – это кислотный остаток серной кислоты, формула которой H₂SO₄. В её составе имеется два атома водорода, следовательно, степень окисления сульфат-ионе равна (-2). Степень окисления кислорода в составе кислот, а, следовательно, и их остатков равна (-2). Для нахождения степени окисления серы в составе сульфат-иона примем её значение за «х» и определим его при помощи уравнения электронейтральности:

x + 4× (-2) = -2;

x — 8 = -2;

x = +6.

Степень окисления хрома найдем аналогичным образом:

2×у + 3× (+6) + 12× (-2) = 0;

2у + 18 – 24 = 0;

2у — 6 = 0;

2у = + 6;

y= +3.

Степень окисления хрома в сульфате хрома (III) равна (+3): Cr⁺³₂(SO₄)₃.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

ru.solverbook.com

Эквивалент в данной химической реакции

Эквивалентные массы кислот, оснований и солей зависят от стехиометрии реакций, в которых они участвуют. Молекулы многоосновных кислот могут участвовать в реакциях различно, например:

Н₃РО₄ + NaOH  NaН₂РО₄ + Н₂О.

Здесь каждый моль ортофосфорной кислоты отдает 1 моль ионов Н⁺ и фактор эквивалентности f (H₃PO₄) = 1, а эквивалентная масса Э(Н₃РО₄) = f(Н₃РО₄)  М(Н₃РО₄) = 1  98 г/моль = 98 г/моль. Но в реакции

Н₃РО₄ + 2 NaOH  Na₂НРО₄ + 2Н₂О

один моль кислоты отдает уже два моля ионов водорода, следовательно, фактор эквивалентности f(Н₃РО

4) = 1/2, а эквивалентная масса Э(Н₃РО₄) = f(Н₃РО₄)  М(Н₃РО₄) = ½  98 = =49 г/моль. Наконец, 1 моль этой же кислоты может участвовать в реакции тремя молями ионов водорода:

Н₃РО₄ + 3 NaOH  Na₃РО₄ + 3Н₂О.

В этой реакции моль ортофосфорной кислоты соответствует трем молям ионов Н⁺ и фактор эквивалентности f(H₃PO₄) = 1/3, а эквивалентная масса Э(Н₃РО₄) = f(H₃PO₄)  М(Н₃РО₄) = 1/3  98 = 32,66 г/моль.

Задачи для самостоятельного решения Эквиваленты основных классов соединений, закон эквивалентов

1. От чего зависит эквивалентная масса химического элемента?

2. Одинакова ли эквивалентная масса хрома в соединениях CrC1₃ и Cr₂(SO₄)₃ ?

3. Одинакова ли эквивалентная масса железа в соединениях FeCl₂ и FeCl₃?

4. Одинакова ли эквивалентная масса кислот H₂SO₄ и H₂SO₃? Одинаков ли фактор эквивалентности этих кислот?

5. При сгорании 500 г металла образуется 944 г оксида металла. Определить эквивалентную массу металла.

6. эквивалентная масса трехвалентного металла равна 9 г/моль. Вычислить атомную массу металла.

7. При восстановлении водородом 10,17 г оксида двухвалентного металла образовалось 2,25 г Н₂О, эквивалентная масса которой равна 9 г/моль. Вычислить эквивалентную массу оксида, металла и атомную массу металла.

8. Медь образует два оксида. На определенное количество меди при образовании первого оксида пошло вдвое больше кислорода, чем при образовании второго. Каково отношение валентности меди в первом оксиде к ее валентности во втором?

9. Определить эквивалентные массы металла и серы, если 3,24 г металла образуют 3,48 г оксида и 3,72 г сульфида.

10. На восстановление 1,80 г оксида металла израсходовано 883 мл водорода, измеренного при нормальных условиях. Вычислить эквивалентные массы оксида и металла.

11. При растворении 1,11 г металла в кислоте выделилось 404,2 мл водорода, измеренного при 19^оС и 770 мм ртутного столба. Вычислить эквивалентную и атомную массы металла, если металл двухвалентен.

12. Мышьяк образует два оксида, из которых один содержит 65,2 % (мас.) As, а другой — 75,7 % (мас.) As. Определить эквивалентные массы мышьяка в обоих случаях.

13. Вычислить валентность мышьяка в соединении его с серой, в котором на 1 г мышьяка приходится 1,07 г серы, эквивалентная масса которой 16.

14. На реакцию с 0,4375 г соли израсходовали 0,1400 г NaOH. Вычислить эквивалентную массу соли.

15. На осаждение хлорид-ионов, содержавшихся в 0,3333 г соли, израсходовали 0,5440 г AgNO₃. Вычислить эквивалентную массу соли.

16. В каком количестве вещества NaOH содержится столько же эквивалентов, сколько в 140 г КОН.

17. Вычислить эквивалентную массу Са₃(РО₄)₂, зная, что 6,2 г его прореагировали с 3,923 г H₂SO₄, эквивалентная масса которой 49,04. Чему равен фактор эквивалентности Са₃(РО₄)₂?

studfiles.net

Хром и его соединения

Хром

Открытие хрома относится к периоду бурного развития химико-аналитических исследований солей и минералов. В России химики проявляли особый интерес к анализу минералов, найденных в Сибири и почти неизвестных в Западной Европе. Одним из таких минералов была сибирская красная свинцовая руда (крокоит), описанная еще Ломоносовым. Минерал исследовался, но ничего, кроме окислов свинца, железа и алюминия в нем не было найдено. Однако в 1797 году Вокелен, прокипятив тонко измельченный образец минерала с поташом  и осадив карбонат свинца, получил раствор, окрашенный в оранжево – красный цвет. Из этого раствора он выкристаллизовал рубиново-красную соль, из которой выделили окисел и свободный металл, отличный от всех известных металлов. Вокелен назвал его Хром (Chrome) от греческого слова — окраска, цвет; правда здесь имелось в виду свойство не металла, а его ярко окрашенных солей.

Нахождение в природе.

Важнейшей рудой хрома, имеющей практическое значение, является хромит, приблизительный состав которого отвечает формуле FeCrO_4. 

Он встречается в Малой Азии, на Урале, в Северной Америке, на юге Африки. Техническое значение имеет также вышеназванный минерал крокоит – PbCrO₄. В природе встречаются также оксид хрома (3) и некоторые другие его соединения. В земной коре содержание хрома в пересчете на металл составляет 0,03%. Хром обнаружен на Солнце, звездах, метеоритах.

Физические свойства. 

Хром – белый, твердый и хрупкий металл, исключительно химически стойкий к воздействию кислот и щелочей. На воздухе он окисляется, имеет на поверхности тонкую прозрачную пленку оксида. Хром имеет плотность 7,1 г/см³ , его температура плавления составляет  +1875⁰С.

Получение.

При сильном нагреве хромистого железняка с углем происходит восстановление хрома и железа:

FeO * Cr₂O₃ + 4C = 2Cr + Fe + 4CO

В результате этой реакции образуется сплав хрома с железом, отличающийся высокой прочностью. Для получения чистого хрома, его восстанавливают из оксида хрома(3) алюминием:

Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Cr

В данном процессе обычно используют два оксида – Cr₂O₃ и CrO₃

Химические свойства. 

Благодаря тонкой защитной пленке оксида, покрывающей поверхность хрома, он весьма устойчив к воздействию агрессивных кислот и щелочей. Хром не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотами, а также с фосфорной кислотой. Со щелочами хром вступает во взаимодействие при t = 600-700^оC. Однако хром взаимодействует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя водород:

2Cr + 3H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3H₂
2Cr + 6HCl = 2CrCl₃ + 3H₂

При высокой температуре хром горит в кислороде, образуя оксид(III).

Раскаленный хром реагирует с парами воды:

2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂   

Хром при  высокой температуре реагирует также с галогенами, галоген — водородами, серой, азотом, фосфором, углем, кремнием, бором, например:                                

Cr + 2HF = CrF₂ + H₂
2Cr + N2 = 2CrN
2Cr + 3S = Cr₂S₃
Cr + Si = CrSi

Вышеуказанные физические и химические свойства хрома нашли свое применение в различных областях науки и техники. Так, например, хром и его сплавы используются для получения высокопрочных, коррозионно-стойких покрытий в машиностроении. Сплавы в виде феррохрома используются в качестве металлорежущих инструментов. Хромированные сплавы нашли применение в медицинской технике, при изготовлении химического технологического оборудования. 

Положение хрома в периодической системе химических элементов:

Хром возглавляет побочную подгруппу VI группы периодической системы элементов. Его электронная формула следующая:

₊₂₄Cr    IS²2S²2P⁶3S²3P⁶3d⁵4S¹

В заполнении орбиталей электронами у атома хрома нарушается закономерность, согласно которой сначала должна была бы заполнятся 4S – орбиталь до состояния 4S². Однако, вследствие того, что 3d – орбиталь занимает в атоме хрома более выгодное энергетическое положение, происходит ее заполнение до значения 4d⁵. Такое явление наблюдается у атомов некоторых других элементов побочных подгрупп. Хром может проявлять степени окисления от +1 до +6. Наиболее устойчивыми являются cоединения хрома со степенями окисления +2, +3, +6. 

Соединения двухвалентного хрома.

Оксид хрома (II) CrO – пирофорный черный порошок (пирофорность – способность в тонкораздробленном состоянии воспламенятся на воздухе). CrO растворяется в разбавленной соляной кислоте:

CrO + 2HCl = CrCl₂ + H₂O

На воздухе при нагревании свыше 100⁰С CrO превращается в Cr₂O₃.

Соли двухвалентного хрома образуются при растворении металлического хрома в кислотах. Эти реакции проходят в атмосфере малоактивного газа (например H₂), т.к. в присутствии воздуха легко происходит окисление Cr(II) до Cr(III).

Гидроксид хрома получают в виде желтого осадка при действии раствора щелочи на хлорид хрома (II): 

CrCl₂ + 2NaOH = Cr(OH)₂ + 2NaCl

Cr(OH)₂ обладает основными свойствами, является восстановителем. Гидратированный ион Cr2+ окрашен в бледно – голубой цвет. Водный раствор CrCl₂ имеет синюю окраску. На воздухе в водных растворах соединения Cr(II) переходят в соединения Cr(III). Особенно это ярко выражается у гидроксида Cr(II): 

4Cr(OH)₂ + 2H₂O + O₂ = 4Cr(OH)₃

Соединения трехвалентного хрома.

Оксид хрома (III) Cr₂O₃ – тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду. В лаборатории его можно получить нагреванием дихромата аммония: 

(NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂

Cr₂O₃ – амфотерный оксид, при сплавлении со щелочами образует хромиты: Cr₂O₃ + 2NaOH = 2NaCrO₂ + H₂O 

Гидроксид хрома также является амфотерным соединением:

Cr(OH)₃ + HCl = CrCl₃ + 3H₂O
Cr(OH)₃ + NaOH = NaCrO₂ + 2H₂O

Безводный CrCl₃ имеет вид листочков темно-фиолетового цвета, совершенно нерастворим в холодной воде, при кипячении он растворяется очень медленно. Безводный сульфат хрома (III) Cr₂(SO₄)₃ розового цвета, также плохо растворим в воде. В присутствии восстановителей образует фиолетовый сульфат хрома Cr₂(SO₄)₃*18H₂O. Известны также зеленые гидраты сульфата хрома, содержащие меньшее количество воды. Хромовые квасцы KCr(SO₄)₂*12H₂O выкристаллизовываются из растворов, содержащих фиолетовый сульфат хрома и сульфат калия. Раствор хромовых квасцов при нагревании становится зеленым благодаря образованию сульфатов.

Реакции с хромом и его соединениями

Почти все соединения хрома и их растворы интенсивно окрашены. Имея бесцветный раствор или белый осадок, мы можем с большой долей вероятности сделать вывод об отсутствии хрома.

1. Сильно нагреем в пламени горелки на фарфоровой чашке такое количество бихромата калия, которое поместится на кончике ножа. Соль не выделит кристаллизационной воды, а расплавится при температуре около 400⁰С с образование темной жидкости. Погреем ее еще несколько минут на сильном пламени. После охлаждения на черепке образуется зеленый осадок. Часть его растворим в воде ( она приобретает желтый цвет), а другую часть оставим на черепке. Соль при нагревании разложилась, в результате образовался растворимый желтый хромат калия K₂CrO₄ и зеленый Cr₂O₃.
2. Растворим 3г порошкообразного бихромата калия в 50мл воды. К одной части добавим немного карбоната калия. Он растворится с выделением CO₂, а окраска раствора станет светло – желтой. Из бихромата калия образуется хромат. Если теперь по порциям добавить 50% раствор серной кислоты, то снова появится красно – желтая окраска бихромата.
3. Нальем в пробирку 5мл. раствора бихромата калия, прокипятим с 3мл концентрированной соляной кислоты под тягой. Из раствора выделяется желто-зеленый ядовитый газообразный хлор, потому, что хромат окислит HCl до Cl₂ и H₂O. Сам хромат превратится в зеленый хлорид трехвалентного хрома. Его можно выделить выпариванием раствора, а потом, сплавив с содой и селитрой, перевести в хромат.
4. При добавлении раствора нитрата  свинца выпадает желтый хромат свинца; при взаимодействии с раствором нитрата серебра образуется красно – коричневый осадок хромата серебра.
5. Добавим пероксид водорода к раствору бихромата калия и подкислим раствор серной кислотой. Раствор приобретает глубокий синий цвет благодаря образованию пероксида хрома. Пероксид при взбалтывании с некоторым количеством эфира перейдет в органический растворитель и окрасит его в голубой цвет. Данная реакция специфична для хрома и очень чувствительна. С ее помощью можно обнаружить хром в металлах и сплавах. Прежде всего необходимо растворить металл. При длительном кипячении с 30% — ной серной кислотой (можно добавить и соляную кислоту) хром и многие стали частично растворяются. Полученный раствор содержит сульфат хрома (III). Чтобы можно было провести реакцию обнаружения, сначала нейтрализуем его едким натром. В осадок выпадает серо-зеленый гидроксид хрома (III), который растворится в избытке NaOH и образует зеленый хромит натрия. Профильтруем раствор и добавим 30% -ый пероксид водорода. При нагревании раствор окрасится в желтый цвет, так как хромит окислится до хромата. Подкисление приведет к появлению голубой окраски раствора. Окрашенное соединение можно экстрагировать, встряхивая с эфиром.

Аналитические реакции на ионы хрома.

1. К 3-4 каплям раствора хлорида хрома CrCl₃ прибавьте 2М раствор NaOH до растворения первоначально выпавшего осадка. Обратите внимание на цвет образовавшегося хромита натрия. Нагрейте полученный раствор на водяно бане. Что при этом происходит?
2. К 2-3 каплям р-ра CrCl₃ прибавьте равный объем 8М раствора NaOH и 3-4 капли 3% р-ра H₂O₂. Нагрейте реакционную смесь на водяной бане. Что при этом происходит? Какой осадок образуется, если полученный окрашеный раствор нейтрализовать,  добавить к нему CH₃COOH, а затем Pb(NO₃)₂?
3. Налейте в пробирку по 4-5 капель растворов сульфата хрома Cr₂(SO₄)₃, IMH₂SO₄ и KMnO₄. Нагрейте реакционную смест в течение нескольких минут на водяной бане. Обратите внимание на изменение окраски раствора. Чем оно вызвано?
4. К 3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K₂Cr₂O₇ прибавьте 2-3 капли раствора H₂O₂ и перемешайте. Появляющиеся синее окрашивание раствора обусловлено возникновением надхромовой кислоты H₂CrO₆:

Cr₂O₇^2- + 4H₂O₂ + 2H⁺ = 2H₂CrO₆ + 3H₂O

Обратите внимание на на быстрое разложение H₂CrO₆:

2H₂CrO₆ + 8H+ = 2Cr³⁺ + 3O₂ + 6H₂O
  синий цвет          зеленый цвет

Надхромовая кислота значительно более устойчива в органических растворителях.

5. К 3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K₂Cr₂O₇ прибавьте 5 капель изоамилового спирта, 2-3 капли раствора H₂O₂  и взболтайте реакционную смесь. Всплывающий на верх слой органического растворителя окрашен в ярко-синий цвет. Окраска исчезает очень медленно. Сравните устойчивость H₂CrO₆ в органической и водных фазах.
6. При взаимодействии CrO₄^2- и ионами Ba²⁺ выпадает желтый осадок хромата бария BaCrO₄.
7.  Нитрат серебра образует с ионами CrO₄^2- осадок хромата серебра кирпично-красного цвета.
8. Возьмите три пробирки. В одну из них поместите  5- 6 капель раствора K₂Cr₂O₇, во вторую – такой же объем раствора K₂CrO₄, а в третью – по три капли обоих растворов. Затем добавте в каждую пробирку по три капли раствора иодида калия. Объясните полученный результат. Подкислите раствор во второй пробирке. Что при этом происходит? Почему?

Занимательные опыты с соединениями хрома 

1. Смесь CuSO₄ и K₂Cr₂O₇ при добавлении щелочи становится зеленой, а в присутствии кислоты становится желтой. Нагревая 2мг глицерина с небольшим количеством (NH₄)₂Cr₂O₇ с последующим добавлением спирта, после фильтрования получается ярко-зеленый раствор, который при добавлении кислоты становится желтым, а в нейтральной или щелочной среде становится зеленым.
2. Поместить в центр консервной банки с термитом «рубиновую смесь» — тщательно растертый и помещенный в алюминиевую фольгу Al₂O₃ (4,75г) с добавкой Cr₂O₃(0,25г). Чтобы банка подольше не остывала, необходимо закопать под верхний обрез в песок, а после поджигания термита и начала реакции, накрыть ее железным листом и засыпать песком. Банку выкопать через сутки. В итоге образуется красно – рубиновый порошок.
3. 10г бихромата калия растирают с 5г нитрата натрия  или калия и 10г сахара. Смесь увлажняют и смешивают с коллодием. Если порошок спрессовать в стеклянной трубке, а затем вытолкнуть палочку и поджечь ее с торца, то начнет выползать «змея», сначала черная, а после охлаждения  — зеленая. Палочка диаметром 4 мм горит со скоростью около 2мм в секунду и удлиняется  в 10 раз.
4. Если смешать растворы сульфата меди и дихромата калия и добавить немного раствора аммиака, то выпадет аморфный коричневый осадок состава 4СuCrO₄ * 3NH₃ * 5H₂O, который растворяется в соляной кислоте с образованием желтого раствора, а в избытке аммиака получается зеленый раствор. Если далее к этому раствору добавить спирт, то выпадет зеленый осадок, который после фильтрации становится синим, а после высушивания – сине-фиолетовым с красными блестками, хорошо видимыми при сильном освещении.
5. Оставшийся после опытов «вулкан» или «фараоновы змеи» оксид хрома можно регенерировать. Для этого надо сплавить 8г Cr₂O₃ и 2г Na₂CO₃ и 2,5г KNO₃ и обработать остывший сплав кипятком. Получается растворимый хромат, который можно превратить и в другие соединения Cr(II) и Cr(VI), в том числе и исходный дихромат аммония.

Примеры окислительно – восстановительных переходов с участием хрома и его соединений

1. Cr₂O₇^2- — Cr₂O₃ — CrO₂^— — CrO₄^2- — Cr₂O₇^2-

a) (NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂Oб) Cr₂O₃ + 2NaOH = 2NaCrO₂ + H₂O
в) 2NaCrO₂ + 3Br₂ + 8NaOH = 6NaBr +2Na₂CrO₄ + 4H₂O
г) 2Na₂CrO₄ + 2HCl = Na₂Cr₂O₇ + 2NaCl + H₂O

2. Cr(OH)₂ — Cr(OH)₃ — CrCl₃ — Cr₂O₇^2- — CrO₄^2-

а) 2Cr(OH)₂ + 1/2O₂ + H₂O = 2Cr(OH)₃
б) Cr(OH)₃ + 3HCl = CrCl₃ + 3H₂O
в) 2CrCl₃ + 2KMnO₄ + 3H₂O = K₂Cr₂O₇ + 2Mn(OH)₂ + 6HCl
г) K₂Cr₂O₇ + 2KOH = 2K₂CrO₄ + H₂O

3. CrO — Cr(OH)₂ — Cr(OH)₃ — Cr(NO₃)₃ — Cr₂O₃ — CrO^—₂
          Cr²⁺

а) CrO + 2HCl = CrCl₂ + H₂O
б) CrO + H₂O = Cr(OH)₂
в) Cr(OH)₂ + 1/2O₂ + H₂O = 2Cr(OH)₃
г) Cr(OH)₃ + 3HNO₃ = Cr(NO₃)₃ + 3H₂O
д) 4Сr(NO₃)₃ = 2Cr₂O₃ + 12NO₂ + O₂
е) Cr₂O₃ + 2 NaOH = 2NaCrO₂ + H₂O

Элемент хром в роли художника

Химики довольно часто обращались к проблеме создания искусственных пигментов для живописи. В XVIII-XIXвв была разработана технология получения многих живописных материалов. Луи Никола Воклен в 1797г., обнаруживший в сибирской красной руде ранее неизвестный элемент хром, приготовил новую, замечательно устойчивую краску – хромовую зелень. Хромофором ее является  водный оксид хрома (III). Под названием « изумрудная зеленая» ее начали выпускать в 1837 году. Позже Л.Вокелен предложил несколько новых красок: баритовую, цинковую и хромовые желтые. Со временем они были вытеснены более стойкими желтыми, оранжевыми пигментами на основе кадмия.

Зеленая хромовая – самая прочная и светостойкая краска, не поддающаяся воздействию атмосферных газов. Растертая на масле хромовая зелень обладает большой кроющей силой и способна к быстрому высыханию, поэтому с XIX в. ее широко применяют в живописи. Огромное значение она имеет в росписи фарфора. Дело в том, что фарфоровые изделия могут декорироваться как подглазурной, так и надглазурной росписью. В первом случае краски наносят на поверхность лишь слегка обожженного изделия, которое затем покрывают слоем глазури. Далее следует основной, высокотемпературный обжиг: для спекания фарфоровой массы и оплавления глазури изделия нагревают до 1350 – 1450⁰С. Столь высокую температуру без химических изменений выдерживают очень немногие краски, а в старину таких вообще было только две – кобальтовая и хромовая. Черный оксид кобальта, нанесенный на поверхность фарфорового изделия, при обжиге сплавляется с глазурью, химически взаимодействуя с ней. В результате образуются ярко-синие силикаты кобальта. Такую декарированную кобальтом синюю фарфоровую посуду все хорошо знают. Оксид хрома (III) не взаимодействует химически с компонентами глазури и просто залегает между фарфоровыми черепками и прозрачной глазурью «глухим» слоем.         

Помимо хромовой зелени художники применяют краски, полученные из волконскоита. Этот минерал из группы монтмориллонитов (глинистый минерал подкласса сложных силикатов Na(Mo,Al), Si₄O₁₀(OH)₂ был обнаружен в 1830г. русским минералогом Кеммерером и назван в честь М.Н Волконской – дочери героя битвы при Бородино генерала Н.Н. Раевского, жены декабриста С.Г.Волконского. Волконскоит представляет собой глину, содержащую до 24% оксида хрома, а так же оксиды аллюминея и железа (III). Непостоянство состава минерала, встечающегося на Урале, в Пермской и Кировской областях, обусловливает его разнообразную окраску – от цвета зимней потемневшей пихты до ярко-зеленого цвета болотной лягушки. 

Пабло Пикассо обращался к геологам нашей страны  с просьбой изучить запасы волконскоита, дающего краску неповторимо свежего тона. В настоящее время разработан способ получения искусственного волконскоита. Интересно отметить, что по данным современных исследований, русские иконописцы использовали краски из этого материала еще в средние века, задолго до его «официального» открытия. Известной популярностью пользовалась у художников и зелень Гинье (создана в 1837г.), хромоформ которой является гидрат окиси хрома Cr₂O₃ * (2-3) H₂O, где часть воды химически связана, а часть адсорбирована. Этот пигмент придает краске изумрудный оттенок.

© blog.tutoronline.ru, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

blog.tutoronline.ru

Хром — общая характеристика элемента, химические свойства хрома и его соединений

Хром — элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром— твёрдый металл голубовато-белого цвета.

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.

4Cr + 3O₂  –^t°  →2Cr₂O₃

2Cr + 3Cl₂  –^t°→  2CrCl₃

2Cr + N₂  –^t°→  2CrN

2Cr + 3S   –^t°→  Cr₂S₃

В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3H₂O → Cr₂O₃ + 3H₂

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H₂SO₄)

В отсутствии воздуха образуются соли Cr²⁺, а на воздухе – соли Cr³⁺.

Cr + 2HCl → CrCl₂ + H₂­

2Cr + 6HCl + O₂ → 2CrCl₃ + 2H₂O + H₂­

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.

Cr(OH)₂ + 2HCl → CrCl₂ + 2H₂O

Соединения хрома (II) — сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl₂ + 2HCl → 2CrCl₃ + H₂­

4Cr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Cr(OH)₃ 

Оксид хрома (III) Cr₂O₃ – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH)₃  –^t°→  Cr₂O₃ + 3H₂O

4K₂Cr₂O₇  –^t°→  2Cr₂O₃ + 4K₂CrO₄ + 3O₂­

(NH₄)₂Cr₂O₇  –^t°→  Cr₂O₃ + N₂­+ 4H₂O­ (реакция «вулканчик»)

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr₂O₃ со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr₂O₃ + 2NaOH → 2NaCrO₂ + H₂O

Cr₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaCrO₂ + CO₂­

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

Cr₂O₃ + 4KOH + KClO₃ → 2K₂CrO₄+ KCl + 2H₂O

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:

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O                                 Сr(ОН)₃ + ЗН⁺ = Сr³⁺ + 3H₂O

Cr(OH)₃ + KOH → K[Cr(OH)₄] ,                                                Сr(ОН)₃ + ЗОН^— _(конц.) = [Сr(ОН)₆]^3-

Cr(OH)₃ + KOH → KCrO₂+2H₂O                                 Сr(ОН)₃ + МОН = МСrO_2(зел.) + 2Н₂O       (300—400 °С, М = Li, Na)

Сr(ОН)₃→(120^oC –H₂O) СrO(ОН) →(430-1000⁰С –H₂O) Cr₂O₃

2Сr(ОН)₃ + 4NаОН_(конц.) + ЗН₂O_2(конц.) =2Na₂СrO₄ + 8Н₂0

Получение: осаждение гидратом аммиака из раствора солей хрома(Ш):

Сr³⁺ + 3(NH₃ Н₂O) = Сr(ОН)₃↓ + ЗNН⁴⁺

Cr₂(SO₄)₃ + 6NaOH → 2Cr(OH)₃ ↓+ 3Na₂SO₄ (в избытке щелочи — осадок растворяется)

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:

Zn + 2Cr⁺³Cl₃ → 2Cr⁺²Cl₂ + ZnCl₂

2Cr⁺³Cl₃ + 16NaOH + 3Br₂ → 6NaBr + 6NaCl + 8H₂O + 2Na₂Cr⁺⁶O₄

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO₃ — ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия и H₂SO₄(конц.).

K₂CrO₄ + H₂SO₄ → CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → 2CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

CrO₃ — кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO₄^2-:

CrO₃ + 2KOH → K₂CrO₄ + H₂O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr₂O₇^2-:

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ → K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K₂Cr₂O₇ + 2KOH → 2K₂CrO₄ + H₂O

Дихромат калия – окислитель в кислой среде:

К₂Сr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3Na₂SO₃ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 4H₂O

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3NaNO₂ = Cr₂(SO₄)₃ + 3NaNO₃ + K₂SO₄ + 4H₂O

K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ + 6KI = Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + 4K₂SO₄ + 7H₂O

K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ + 6FeSO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

 

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:

2K₂CrO₄+H₂ SO_4(30%)=K₂Cr₂O₇ +K₂SO₄ +H₂O

2K₂CrO_4(т)+16HCl_{(конц.,гор.)} =2CrCl₃+3Cl₂↑+8H₂O+4KCl

2K₂CrO₄+2H₂O+3H₂S=2Cr(OH)₃↓+3S↓+4KOH

2K₂CrO₄+8H₂O+3K₂S=2K[Сr(ОН)₆]+3S↓+4KOH

2K₂CrO₄+2AgNO₃=KNO₃+Ag₂CrO_{4(красн.)}↓

Качественная реакция:

К₂СгO₄ + ВаСl₂ = 2КСl + ВаCrO₄↓

2ВаСrO₄(т)+ 2НСl _(разб.) = ВаСr₂O_7(p)+ ВаС1₂ + Н₂O

Получение: спекание хромита с поташом на воздухе:

4(Сr₂Fe^‖‖)O₄ + 8К₂CO₃ + 7O₂ = 8К₂СrO₄ + 2Fе₂O₃ + 8СO₂ (1000 °С)

  

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:

4К₂Cr₂O₇=4K₂CrO₄+2Cr₂O₃+3O₂  (500-600^o C)

K₂Cr₂O_7(т)+14HCl _(конц) =2CrCl₃+3Cl₂↑+7H₂O+2KCl  (кипячение)

K₂Cr₂O_7(т)+2H₂SO_4(96%) ⇌2KHSO₄+2CrO₃+H₂O   (“хромовая смесь”)

K₂Cr₂O₇+KOH _{(конц )} =H₂O+2K₂CrO₄

Cr₂O₇^2- +14H⁺ +6I^— =2Cr³⁺ +3I₂↓+7H₂O

Cr₂O₇^2- +2H⁺ +3SO_2(г)=2Cr³⁺ +3SO₄^2- +H₂O

Cr₂O₇^2- +H₂O +3H₂S_(г)=3S↓+2OH^— +2Cr₂(OH)₃↓

Cr₂O₇^2- _{(конц )}+2Ag⁺_(разб.) =Ag₂Cr₂O_{7 (т. красный)}↓

Cr₂O₇^2-_(разб.) +H₂O +Pb²⁺=2H⁺ + 2PbCrO_{4 (красный)}↓

K₂Cr₂O_7(т) +6HCl+8H⁰(Zn)=2CrCl_2(син)+7H₂O+2KCl

     Получение: обработка К₂СrO₄  серной кислотой:

2К₂СrO₄ + Н₂SO_4(30%) = К₂Cr₂O₇ + К₂SO₄ + Н₂O

himege.ru