ЕXAMCHEMISTRY

Готовимся к сдаче ЕГЭ по химии

Чистый хром - очень твердый тугоплавкий металл голубовато-серебристого цвета. Имеет самую большую твердость из всех применяемых в промышленности металлов. Т. пл. 1890°С, плотность 7,19 г/см.

₂₄Cr [Ar]3d⁵4s¹

Изотопы:

⁵⁰Cr (4.35 %)

⁵²Cr (83,79 %)

⁵³Cr (9.50 %)

⁵⁴Cr (2.36 %)

ЭО 1,6

E°_{Cr⁰/Cr³⁺} -0,74 В

При образовании соединений с другими элементами хром может использовать от 1 до 6 валентных электронов. Наибольшую устойчивость и практическую значимость имеют соединения, в которых атомы Сг находятся в степенях окисления +2, +3, +6.

С повышением степени окисления атомов Сг в оксидах и гидроксидах их основный характер ослабевает,а кислотный - усиливается. В этом же направлении происходит замена восстановительной активности на окислительную.

Некоторые важнейшие соединения хрома

Способы получения

1. Алюминотермический: Сr₂O₃ + 2Al = Аl₂O₃ + 2Сr

2. Силикотермический: 2Сr₂O₃ + 3Si = 3SiO₂ + 4Cr

3. Электролитический: 2CrCl₃ = 2Сr + 3Cl₂

Химические свойства

Поверхностная оксидная пленка является причиной инертности хрома при обычной температуре, благодаря чему этот металл не подвергается атмосферной коррозии (в отличие от железа).

При нагревании хром проявляет свойства довольно активного металла, что соответствует его положению в электрохимическом ряду напряжений.

1. Взаимодействие с O₂

Тонкоизмельченный хром интенсивно горит в токе кислорода. На воздухе реакция с O₂ происходит лишь на поверхности металла.

4Сr + 3O₂ = 2Сr₂O₃

При осторожном окислении амальгамированного хрома образуется низший оксид CrO.

2. Взаимодействие с другими неметаллами

(Сr не взаимодействует с Н₂, но поглощает его в больших количествах)

2Cr + 3Cl₂ = 2CrCl₃

Cr + S = CrS

CrCl₃ и CrS - ионные соединения.

2Cr + N₂ = 2CrN

Cr + C → Cr_xC_y

CrN и r_xC_y - ковалентные тугоплавкие инертные вещества, по твердости сравнимы с алмазом.

3. Взаимодействие с разбавленными растворами HCl и H₂SO₄

Сr + 2HCl = СrСl₂ + Н₂↑

Сr + H₂SO₄ = CrSO₄ + Н₂↑

4. Действие концентрированных HNO₃, H₂SO₄ и «царской водки» на хром.

Эти кислоты не растворяют хром при обычной температуре, они переводят его в «пассивное» состояние.

Пассивацию можно частично снять сильным нагреванием, после чего хром начинает очень медленно растворяться в кипящих конц. HNO₃, H₂SO₄, «царской водке».

Сr + 6HNO₃ = Cr(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

2Сr + 6H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O

Царская водка - смесь концентрированных HNO₃3 и НСl (1:3), растворяет золото и платиновые металлы (Pd,Os,Ru).

5. Вытеснение малоактивных Me из водных р-ров солей.

Сr + CuSO₄ = CrSO₄ + Сu

Сr + Pb(NO₃)₂ = Cr(NO₃)₂ + Pb

6. Взаимодействие с солями, разлагающимися с образованием кислорода.

2Сr + KIO₃ = Сr₂O₃ + KCl

2Сr + 3NaNO₃ = Сr₂O₃ + 3NaNO₂

Соединения Cr (II)

СrO - оксид хрома (II). Твердое черное вещество, н. р. в Н₂O.

Способы получения

1) медленное окисление хрома, растворенного в ртути

2Сr + O₂ = 2СrO

2) обезвоживание Сr(ОН)₂ в восстановительной атмосфере:

Сr(ОН)₂ = СrO + H₂O

Химические свойства

СrO - неустойчивое вещество, легко окисляется при небольшом нагревании до Сr₂O₃; при более высоких Т диспропорционирует:

3СrО = Сr + Сr₂O₃

СrO - типичный основный оксид, проявляет характерные для этого класса свойства. Реакции необходимо проводить в восстановительной среде.

Сr(OН)₂ - гидроксид хрома (II) твердое желтое вещество, н. р. в Н₂O.

Получают обменными реакциями из солей Сr²⁺:

CrCl₂ + 2NaOH = Сr(ОН)₂ + 2NaCl

Химические свойства

Неустойчивое вещество, разлагается при нагревании; на воздухе быстро окисляется с образованием зеленого гидроксида хрома (III);

4Сr(ОН)₂ + O₂ + 2Н₂O = 4Сr(ОН)₃

желтый → зеленый

Соли Сr²⁺

Наиболее важные: CrCl₂, CrSO₄, (СН₃СОО)₂Сr. Гидратированный ион Сr²⁺ имеет бледно-голубую окраску.

Способы получения:

1. Сr + неметалл (S, Hal₂)

Сr + 2HCl(r) = CrCl₂ + Н₂

2. Восстановление солей Сr³⁺:

2СrСl₃ + Н₂ = 2CrCl₂ + 2HCl

Химические свойства

1. Соли Сr²⁺ - сильные восстановители, так как очень легко окисляются до солей Сr³⁺

4CrCl₂ + 4HCl + O₂ = 4СrСl₃ + 2Н₂О

2. Раствор CrSO₄ в разбавленной H₂SO₄ - превосходный поглотитель кислорода:

4CrSO₄ + O₂ + 2H₂SO₄ = 2Cr₂(SO₄)₃ + 2Н₂О

3. С аммиаком соли Сr²⁺ образуют комплексные соли - аммиакаты:

CrCl₂ + 6NH₃ = [Cr(NH₃)₆]Cl₂

Для Сr²⁺ характерно образование двойных сульфатов, например: K₂Cr(SO₄)₂• 6Н₂O

Соединения Сr(III)

Сr₂О₃ - оксид хрома (III), важнейшее природное соединение хрома. Сr₂О₃, полученный химическими методами, представляет собой темно-зеленый порошок.

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

4Сr + 3O₂ = 2Сr₂О₃

2. Термическое разложение гидроксида хрома (III) или дихромата аммония:

2Сr(ОН)₃ = Сr₂O₃ + 3Н₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ = Сr₂O₃ + N₂ + 4Н₂O

3. Восстановление дихроматов углеродом или серой:

К₂Сr₂O₇ + S = Сr₂O₃ + K₂SO₄

Сr₂O₃ используется для изготовления краски «хромовая зеленая», обладающей термо- и влагоустойчивостью.

Химические свойства

Сr₂O₃ - типичный амфотерный оксид

В порошкообразном виде реагирует с сильными кислотами и сильными щелочами, в кристаллическом виде - химически инертное вещество.

К наиболее практически важным реакциям относятся следующие:

1. Восстановление с целью получения металлического хрома:

Сr₂O₃ + 2Al = 2Сr + Аl₂O₃

2. Сплавление с оксидами и карбонатами активных металлов:

Сr₂O₃ + МgО = Мg(СrO₂)₂

Сr₂O₃ + Na₂CO₃ = 2NaCrO₂ + CO₂

Образующиеся метахромиты являются производными метахромистой кислоты НСrO₂.

3. Получение хлорида хрома (III):

Сr₂O₃ + ЗС + 3Cl₂ = 2СrСl₃ + ЗСО

Сr₂O₃ + ЗССl₄ = 2СrСl₃ + ЗСОСl₂

Сr(ОН)₃ - гидроксид хрома (III).

Образуется в виде синевато-серого осадка при действии щелочей на соли Сr³⁺:

СrСl₃ + 3NaOH = Сr(ОН)₃ + 3NaCl

Практически нерастворимый в воде гидроксид может существовать в виде коллоидных растворов.

В твердом состоянии гидроксид хрома (III) имеет переменный состав Сr₂O₃• nН₂O. Теряя молекулу воды, Сr(ОН)₃ превращается в метагидроксид СrО(ОН).

Химические свойства

Сr(ОН)₃ - амфотерный гидроксид, способный растворяться как в кислотах, так и в щелочах:

Cr(OH)₃ + 3HCl = СrСl₃ + ЗН₂O

Сr(ОН)₃ + ЗН⁺ = Сr³⁺ + ЗН₂O

Сr(ОН)₃ + 3NaOH = Na₃(Cr(OH)₆]

Сr(ОН)₃ + ЗОН^- = [Cr(OH)₆]^3-_{гексагидроксохромитанион}

При сплавлении с твердыми щелочами образуются метахромиты:

Сr(ОН)₃ + NaOH = NaCrO₂ + 2Н₂O

Соли Cr³⁺.

Растворением осадка Сr(ОН)₃ в кислотах получают нитрат Cr(NO₃)₃, хлорид СrСl₃, сульфат Cr₂(SO₄)₃ и другие соли. В твердом состоянии чаще всего содержат в составе молекул кристаллизационную воду, от количества которой зависит окраска соли.

Самой распространенной является двойная соль КСr(SO₄)₂• 12H₂O - хромокалиевые квасцы (сине-фиолетовые кристаллы).

Хромиты, или хроматы (III) - соли, содержащие Сr³⁺ в составе аниона. Безводные хромиты получают сплавлением Сr₂O₃ с оксидами двухвалентных металлов:

Сr₂O₃ + МеО = Ме(СrO₂)₂ метахромиты

В водных растворах хромиты существуют в виде гидроксокомплексов.

Химические свойства

К наиболее характерным свойствам солей Cr(III) относятся следующие:

1. Осаждение катиона Сг³⁺ под действием щелочей:

Сr³⁺ + ЗОН^- = Сr(ОН)₃

Характерный цвет осадка и его способность растворяться в избытке щелочи используется для отличия ионов Сг³⁺ от других катионов.

2. Легкая гидролизуемость в водных растворах, обусловливающая сильнокислый характер среды:

Сr³⁺ + Н₂O = СrОН²⁺ + Н⁺

Соли Сr (III) с анионами слабых и летучих кислот в водных растворах не существуют; так как подвергаются необратимому гидролизу, например:

Cr₂S₃ + 6Н₂O = 2Сr(ОН)₃ + 3H₂S

3. Окислительно-восстановительная активность:

а) окислитель: соли Cr(III) → соли(VI)

см. «Получение солей Cr(VI)»

б) восстановительь: соли Cr(III) → соли(II)

см. «Получение солей Cr(II)»

4. Способность к образованию комплексных соединений - аммиакатов и аквакомплексов, например:

СrСl₃ + 6NH₃ = [Cr(NH₃)₆]Cl₃

Соединения Cr(VI)

CrO₃ - оксид хрома (VII) триоксид хрома, хромовый ангидрид.

Кристаллическое вещество темно-красного цвета, очень гигроскопичное, легко растворимое в воде. Основной способ получения:

К₂Сr₂O_7(кр.) + H₂SO₄ = 2CrO₃ + K₂SO₄ + Н₂O

Химические свойства

СrО₃ - кислотный оксид, активно взаимодействует с водой и щелочами, образуя хромовые кислоты и хроматы.

Хромовый ангидрид - чрезвычайно энергичный окислитель. Например, этанол воспламеняется при соприкосновении с СrO₃:

С₂Н₆ОН + 4СrO₃ = 2CO₂ + ЗН₂O + 2Сr₂O₃

Продуктом восстановления хромового ангидрида, как правило, является Сr₂O₃.

Хромовые кислоты - Н₂СrO₄, Н₂Сr₂O₇.

Химические свойства

При растворении CrO₃ в воде образуются 2 кислоты:

CrO₃ + Н₂O = Н₂СrO₄ хромовая

2CrO₃ + Н₂O = Н₂Сr₂O₇ дихромовая

Обе кислоты существуют только в водных растворах. Между ними устанавливается равновесие:

2Н₂СrO₄ = Н₂Сr₂O₇ + Н₂O

Обе кислоты очень сильные, по первой ступени диссоциированы практически полностью:

Н₂СrO₄ = Н⁺ + НCrO₄^-

Н₂Сr₂O₇ = Н⁺ + НСr₂O₇^-

Хроматы (VI) - соли, содержащие анионы хромовой кислоты CrO₄^2-. Почти все имеют желтую окраску (реже - красную). В воде хорошо растворяются только хроматы щелочных металлов и аммония. Хроматы тяжелых металлов н. р. в Н₂O. Наиболее распространены: Na₂CrO₄, К₂CrO₄, РЬCrO₄ (желтый крон).

Способы получения

1. Сплавление CrO₃ с основными оксидами, основаниями:

CrO₃ + 2NaOH = Na₂CrO₄ + Н₂O

2. Окисление соединений Cr(III) в присутствии щелочей:

2К₃[Сr(ОН)₆]+ ЗВr₂+ 4КОН = 2К₂СrO₄ + 6КВr + 8Н₂O

3. Сплавление Сr₂O₃ со щелочами в присутствии окислителя:

Сr₂О₃ + 4КOН + КClO₃ = 2К₂СrO₄ + KCl + 2Н₂O

Химические свойства

Хроматы существуют только в разбавленных щелочных растворах, которые имеют желтую окраску, характерную для анионов СrO₄^2-. При подкислении раствора эти анионы превращаются в оранжевые дихромат-анионы:

2СrO₄^2- + 2Н⁺ = Сr₂O₇^2- + Н₂O Это равновесие мгновенно сдвигается в ту или иную сторону при изменении рН растворов.

Хроматы - сильные окислители.

При нагревании хроматы тяжелых металлов разлагаются; например:

4Нg₂СrO₄ = 2Сr₂O₃ + 8Нg + 5O₂

Дихроматы (VI) - соли, содержащие анионы дихромовой кислоты Сr₂O₇^2-

В отличие от монохроматов имеют оранжево-красную окраску и обладают значительно лучшей растворимостью в воде. Наиболее важные дихроматы - К₂Сr₂O₇, Na₂Cr₂O₇, (NH₄)₂Cr₂O₇.

Их получают из соответствующих хроматов под действием кислот, даже очень слабых, например:

2Na₂CrO₄ + 2СO₂ + Н₂O → Na₂Cr₂O₇ + 2NaHCO₃

Химические свойства

Водные растворы дихроматов имеют кислую среду вследствие устанавливаемого равновесия с хроматанионами (см. выше). Окислительные свойства дихроматов наиболее сильно проявляются в подкисленных растворах:

Сr₂O₇^2- + 14Н⁺ + 6e^- = 2Сr³⁺ + 7Н₂O

При добавлении восстановителей к кислым растворам дихроматов окраска резко изменяется от оранжевой до зеленой, характерной для соединений Сг³⁺.

Примеры ОВР с участием дихроматов в качестве окислителей

K₂Cr₂O₇ + 14HCl = 2CrCl₃ + 3Cl₂↑ + 2KCl +7Н₂О

K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3S↓ + K₂SO₄

K₂Cr₂O₇ + 3SO₂ + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

Эта реакция используется для получения хромокалиееых квасцов KCr(SO₄)₂ • 12H₂O

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

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

K₂Cr₂O₇ + H₂O₂ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 3O₂↑ + 7H₂O

2K₂Cr₂O₇ + 3CH₃OH + 8H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3HCOOH + 2K₂SO₄ + 11H₂O

8K₂Cr₂O₇ + 3C₁₂H₂₂O₁₁ + 32H₂SO₄ = 8Cr₂(SO₄)₃ + 12CO₂↑ + 8K₂SO₄ + 43H₂O

Сплавление:

Na₂Cr₂O₇ + 2C = Cr₂O₃ + Na₂CO₃ + CO↑

Очень сильным окислителем является «хромовая смесь» - насыщенный раствор K₂Cr₂O₇ или Na₂Cr₂O₇ в концентрированной H₂SO₄.