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:

4Н10 + 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:

2S + 3 O2 = 2 SO2 + 2H2O.

Из уравнения реакции следует, что для сжигания двух объемов Н

2S 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 Vэ2), 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

Мэ(МеО) = Мэ(Ме) + Мэ2), отсюда

Мэ(Ме) = Мэ(МеО) – Мэ2) = 35,45 – 8 = 27,45 г/моль (8 г/моль – молярная масса эквивалентов кислорода).

Молярную массу металла определяем из соотношения:

М = М ∕ В,

где Мэ – молярная масса эквивалентов;

М – молярная масса металла;

В – стехиометрическаяя валентность металла.

Тогда М = Мэ 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 CrCl

3 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)3×6H2

O. 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 (H

3PO4) = 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(Н3РО4) = 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 19оС 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 FeCrO4. 

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 = 600-700оC. 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 + 3H 

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 + H2

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:

Cr2O72- + 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.

  1. 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.
  2. При взаимодействии CrO42- и ионами Ba2+ выпадает желтый осадок хромата бария BaCrO4.
  3.  Нитрат серебра образует с ионами CrO42- осадок хромата серебра кирпично-красного цвета.
  4. 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. Cr2O72- -- Cr2O3 -- CrO2- -- CrO42- -- Cr2O72-

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 -- Cr2O72- -- CrO42-

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  –  →2Cr2O3

2Cr + 3Cl2  –→  2CrCl3

2Cr + N2  –→  2CrN

2Cr + 3S   –→  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  –→  Cr2O3 + 3H2O

4K2Cr2O7  –→  2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2­

(NH4)2Cr2O7  –→  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 = МСrO2(зел.) + 2Н2O       (300—400 °С, М = Li, Na)

Сr(ОН)3→(120oCH2O) СrO(ОН) →(430-10000С –H2O) Cr2O3

2Сr(ОН)3 + 4NаОН(конц.) + ЗН2O2(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 CrO42-:

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:

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 СrO42-), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К2Cr2O7. Окислитель (более слабый, чем К2Cr2O7). Вступает в реакции ионного обмена.

     Качественная реакция на ион  CrO42- — 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 SO4(30%)=K2Cr2O7 +K2SO4 +H2O

2K2CrO4(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+Ag2CrO4(красн.)

Качественная реакция:

К2СгO4 + ВаСl2 = 2КСl + ВаCrO4

2ВаСrO4(т)+ 2НСl (разб.) = ВаСr2O7(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 Сr2O72- ). 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:

2Cr2O7=4K2CrO4+2Cr2O3+3O(500-600o C)

K2Cr2O7(т)+14HCl (конц) =2CrCl3+3Cl2↑+7H2O+2KCl  (кипячение)

K2Cr2O7(т)+2H2SO4(96%) ⇌2KHSO4+2CrO3+H2O   (“хромовая смесь”)

K2Cr2O7+KOH (конц ) =H2O+2K2CrO4

Cr2O72- +14H+ +6I=2Cr3+ +3I2↓+7H2O

Cr2O72- +2H+ +3SO2(г)=2Cr3+ +3SO42- +H2O

Cr2O72- +H2O +3H2S(г)=3S↓+2OH +2Cr2(OH)3

Cr2O72- (конц )+2Ag+(разб.) =Ag2Cr2O7 (т. красный)

Cr2O72-(разб.) +H2O +Pb2+=2H+ + 2PbCrO4 (красный)

K2Cr2O7(т) +6HCl+8H0(Zn)=2CrCl2(син)+7H2O+2KCl

     Получение: обработка К2СrO4  серной кислотой:

2СrO4 + Н2SO4(30%) = К2Cr2O7 + К2SO4 + Н2O


himege.ru

Author: alexxlab

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о