Какой оксид хрома обладает амфотерными свойствами

Низший оксид для элементов 6-й группы состава MeO получен только для хрома.

Физические свойства CrO(II):

тугоплавкий порошок черного цвета;
нерастворим в воде;
устойчив на воздухе.

Химические свойства CrO(II):

типичный основной оксид;
реагирует с кислотами:
CrO+2HCl = CrCl2+H2O;
является сильным восстановителем;
воспламеняется при нагревании или растирании на воздухе, сгорая до Cr2O3;
при высокой температуре (1000°C) “забирает” кислород у углекислого газа:
2CrO+CO2 → Cr2O3+CO;
в инертной атмосфере нагревание CrO (700°C) приводит к диспропорционированию:
3CrO → Cr2O3+Cr
CrO(II) получают путем воздействия на амальгаму хрома кислородом воздуха:
2Cr+O2 = 2CrO

Гидроксид хрома Cr(OH)2(II)

Физические свойства Cr(OH)2(II):

вещество коричнево-желтого цвета;
нерастворим в воде;
быстро окисляется на воздухе.

Химические свойства Cr(OH)2(II):

проявляет оснОвные свойства;
реагирует с кислотами:
Cr(OH)2+H2SO4 = CrSO4+2H2O
Cr(OH)2(II) получают, как продукт реакции солей хрома с щелочью в отсутствии кислорода:
CrCl2+2NaOH = Cr(OH)2↓+2NaCl

Соединения хрома со степенью окисления +2 являются неустойчивыми, легко окисляются кислородом воздуха в более устойчивые соединения хрома со степенью окисления +3:
4Cr(OH)2+O2+2H2O = 4Cr(OH)3

Оксид хрома Cr2O3(III) – хромовая охра

Cr2O3 в мелкоизмельченном состоянии применяют в качестве абразивного материала (паста ГОИ), зеленого пигмента, катализатора в органическом синтезе. Оксид хрома (III) является основной добавкой к корунду при выращивании искусственных рубинов, используемых в ювелирной промышленности и часовом деле, а также в качестве лазерного материала в оптоэлектронике.

Физические свойства Cr2O3(III):

тугоплавкий порошок серо-зеленого цвета, имеющий структуру корунда (α-Al2O3);
нерастворим в воде;
обладает высокой твердостью;
меняет свой цвет от светло-зеленого до черного в зависимости от размеров кристаллов;
при н.у. является полупроводником;
при нагревании порошок приобретает коричневый цвет, при охлаждении зеленая окраска возвращается;
Cr2O3 с корундом образует твердые растворы, в которых катионы хрома и алюминия заполняют пустоты анионной решетки, такие твердые растворы с содержанием Cr2O3 до 10% имеют красный цвет, и в природе известны под названием рубин, который является драгоценным камнем-минералом. Твердые растворы в которых содержание оксида хрома превышает 10%, имеют зеленый цвет (окраска твердого раствора зависит от расстояния связи металл-кислород).

Химические свойства Cr2O3(III):

Cr2O3 амфотерный оксид – самое устойчивое соединение хрома;
при н.у. плохо растворим в кислотах и щелочах;
при сплавлении с щелочами (карбонатами щелочных металлов) образует метахромиты:
Cr2O3+2KOH = 2KCrO2+H2O
Cr2O3+Na2CO3 = 2NaCrO2+CO2↑
с кислотами образует соли:
Cr2O3+6HCl = 2CrCl3+3H2O
с щелочами образует комплексные соединения хрома:
Cr2O3+6KOH+3H2O = 2K2[Cr(OH)6]
в промышленности Cr2O3 получают восстановлением дихромата калия серой или коксом:
K2Cr2O7+S = Cr2O3+K2SO4
Cr2O3 также можно получить разложением дихромата аммония или прокаливанием гидроксида хрома:
(NH4)Cr2O7 = Cr2O3+N2+4H2O
2Cr(OH)3 = Cr2O3+3H2O

Гидроксид хрома Cr(OH)3(III)

Физические свойства Cr(OH)3(III):

амфотерный малоустойчивый гидроксид различной окраски (голубой, фиолетовой, зеленой), которая зависит от условий получения;
имеет различную химическую активность;
плохо растворим в воде.

Химические свойства Cr(OH)3(III):

реагирует с кислотами с образованием солей:
Cr(OH)3+3H2SO4 = Cr2(SO4)3+6H2O
реагирует с щелочами с образованием комплексных соединений хрома:
Cr(OH)3+NaOH = Na[Cr(OH)4]
осаждается при действии щелочей на соли хрома:
Cr(OH)3+3NaOH = Cr(OH)3↓+3NaCl
выпавший в осадок гидрооксид хрома растворим в кислотах:
Cr(OH)3+3HCl = CrCl3+3H2O
и в избытке щелочей:
Cr(OH)3+3NaOH = Na3[Cr(OH)6]

Оксид хрома CrO2(IV) (диоксид хрома)

Диоксид хрома применяется в производстве элементов памяти для компьютеров.

все диоксиды элементов 6-й группы (Cr, Mo, W) имеют структуру рутила;
не реагируют с водой и щелочами;
диоксид хрома имеет черную окраску, обладает металлической проводимостью, является ферромагнетиком;
диоксиды, как промежуточный прдукт реакции, получают при разложении или восстановлении высших оксидов (VI) соответствующих металлов, при темературах 250°(Cr), 450°C(Mo), 600°C(W):
3(NH4)Cr2O7 → 6CrO2+2N2+9H2O+2NH3
MoO3+H2 → MoO2+H2O
WO3+H2 → WO2+H2O
диоксид хрома получают нагреванием Cr2O3 в кислороде при 300°C и высоком давлении;
устойчивость диоксида возрастает в ряду от хрома к вольфраму.

Оксид хрома CrO3(VI) (хромовый ангидрид)

Физические свойства CrO3(VI):

кристаллы красно-фиолетового цвета;
разлагаются при комнатной температуре;
расплывается на воздухе по причине высокой гигроскопичности;
хорошо растворим в воде.

Химические свойства CrO3(VI):

CrO3(VI) является кислотным оксидом;
растворяясь в воде, образует хромовые кислоты:
- хромовая кислота: CrO3+H2O(изб) = H2CrO4
- дихромовая кислота: 2CrO3+H2O(нед) = H2Cr2O7
реагирует с основаниями:
CrO3+2KOH = K2CrO4+H2O
CrO3 окисляет углерод, серу, фосфор, йод, образуя оксид хрома (III):
4CrO3+3S = 3SO2+2Cr2O3
нагретый до температуры выше 250°C, триоксид хрома разлагается на молекулярный кислород и оксид хрома (III):
4CrO3 = 2Cr2O3+3O2

Триоксид хрома получают действием концентрированной серной кислоты на концентрированные растворы хроматов/дихроматов калия/натрия:
K2Cr2O7+H2SO4 = 2CrO3↓+K2SO4+H2O

Гидроксиды хрома

К гидроксидам хрома относятся две кислоты – хромовая и дихромовая, существующие только в водных растворах, но образующие очень устойчивые соли – хроматы и дихроматы соответственно. Хроматы окрашивают раствор в желтый цвет; дихроматы – в оранжевый.

Кислоты образуются в результате взаимодействия с водой триоксида хрома – если вода присутствует в избытке, образуется хромовая кислота, если в недостатке – дихромовая:

CrO3+H2O(изб) = H2CrO4
2CrO3+H2O(нед) = H2Cr2O7

Примечательно, что хромат-ионы и дихромат-ионы при изменении среды растворов без проблем переходят друг в друга, меняя при этом окраску раствора:

в кислой среде хроматы переходят в дихроматы, меняя желтый цвет раствора на оранжевый:
2CrO42-+2H+ ↔ Cr2O72-+H2O
2K2CrO4+H2SO4 ↔ K2Cr2O7+K2SO4+H2O
в щелочной среде все происходит наоборот – дихроматы переходят в хроматы, а оранжевый цвет раствора меняется на желтый:
Cr2O72-+2OH- ↔ 2CrO42-+H2O
K2Cr2O7+2KOH = 2K2CrO4+H2O

Хроматы получают сплавлением хромистого железняка или оксида хрома (III) с карбонатами в присутствии кислорода (t=1000°C):
4Fe(CrO2)2+8Na2CO3+7O2 = 8Na2CrO4+2Fe2O3+8CO2

Дихроматы получают из растворов хроматов, подкисляя их.

Источник

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.

Cr+2	Cr+3		Cr+6
Оксиды	CrOосновный	Cr2O3амфотерный		CrO3кислотный
Гидроксиды	Cr(OH)2слабое основание	Cr(OH)3 ↔ HCrO2 + H2Oамфотерный гидроксид		2H2CrO4 ↔ H2Cr2O7 + H2O сильные кислоты
Соли	CrCl2, CrSO4, Cr(NO3)2, CrS	Тип ICrCl3, Cr(SO4)3, Cr(NO3)3	Тип IIKCrO2, Ca(CrO2)2, Fe(CrO2)2хромиты	хроматыK2CrO4, Na2(CrO4)2, BaCrO4,PbCrO4	дихроматыK2Cr2O7, Na2Cr2O7, (NH4)2Cr2O7
Окислительно-восстановительная функция	Сильные восстановители	Окислители и восстановители		Сильные окислители

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

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

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

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.

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.

(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 → CrxCy

CrN и rxCy – ковалентные тугоплавкие инертные вещества, по твердости сравнимы с алмазом.

Сr + 2HCl = СrСl2 + Н2↑

Сr + H2SO4 = CrSO4 + Н2↑

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).

Сr + CuSO4 = CrSO4 + Сu

Сr + Pb(NO3)2 = Cr(NO3)2 + Pb

2Сr + KIO3 = Сr2O3 + KCl

2Сr + 3NaNO3 = Сr2O3 + 3NaNO2

Соединения Cr (II)

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

1) медленное окисление хрома, растворенного в ртути

2Сr + O2 = 2СrO

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

Сr(ОН)2 = СrO + H2O

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

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

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

1. Сr + неметалл (S, Hal2)

Сr + 2HCl(r) = CrCl2 + Н2

2. Восстановление солей Сr3+:

2СrСl3 + Н2 = 2CrCl2 + 2HCl

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.

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.

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

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).

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

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.

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)

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

К2Сr2O7(кр.) + H2SO4 = 2CrO3 + K2SO4 + Н2O

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.

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 CrO42-. 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).

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

Хроматы существуют только в разбавленных щелочных растворах, которые имеют желтую окраску, характерную для анионов СrO42-. При подкислении раствора эти анионы превращаются в оранжевые дихромат-анионы:

2СrO42- + 2Н+ = Сr2O72- + 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 Сr2O72-

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

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

Сr2O72- + 14Н+ + 6e- = 2Сr3+ + 7Н2O

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

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.

Источник

Хром

Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова “хром” берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим
разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.

Хром элемент

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 – амфотерные,
+6 – кислотные.

Степени окисления хрома и его свойства

В природе хром встречается в виде следующих соединений.

Fe(CrO2)2 – хромистый железняк, хромит
(Mg, Fe)Cr2O4 – магнохромит
(Fe, Mg)(Cr, Al)2O4 – алюмохромит

Природные соединения хрома

Получение

В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из
его оксида.

Fe(CrO2)2 + C = Fe + Cr + CO

Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr

Химические свойства

Реакции с неметаллами

Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома III – Cr2O3 –
происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.

Cr + O2 = (t) Cr2O3

Cr + S = (t) Cr2S3

Cr + N2 = (t) CrN

Cr + C = Cr2C3

Оксид хрома III

Реакция с водой

Протекает в раскаленном состоянии.

Cr + H2O = (t) Cr(OH)3 + H2↑

Реакции с кислотами

Cr + HCl = CrCl2 + H2↑

Хлорид хрома II

Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2↑

С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.

Cr + H2SO4 = (t) Cr2(SO4)3 + SO2↑ + H2O

Реакции с солями менее активных металлов

Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.

Cr + CuSO4 = CrSO4 + Cu

Соединения хрома II

Соединение хрома II носят основный характер. Оксид хрома II окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы – оксида хрома III,
реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Оксид хрома II

CrO + O2 = Cr2O3

CrO + H2SO4 = CrSO4 + H2O

CrO + SO3 = CrSO4

Гидроксид хрома II, как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами,
кислотными оксидами.

Гидроксид хрома II

Cr(OH)2 = (t) CrO + H2O

Cr(OH)2 + HCl = CrCl2 + H2O

Cr(OH)2 + SO3 = CrSO4 + H2O

Соединения хрома III

Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома III гидроксид хрома III.

Оксид и гидроксид хрома III

Оксид хрома III реагирует как с растворами щелочей, образуя комплексные соли, так и с кислотами.

Cr2O3 + Ba(OH)2 = Ba(CrO2)2 + H2O (прокаливание, хромит бария)

Cr2O3 + NaOH + H2O = Na3[Cr(OH)6] (нет прокаливания – в водном растворе, гексагидроксохромат натрия)

Cr2O3 + HCl = CrCl3 + H2O (сохраняем степень окисления)

Хлорид хрома III

Оксид хрома III реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).

Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr

При окислении соединение хрома III получают соединения хрома VI (в щелочной среде).

K3[Cr(OH)6] + H2O2 = K2CrO4 + KOH + H2O

Cr2O3 + 8NaOH + O2 = (t) Na2CrO4 + H2O

Соединения хрома VI

В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома VI – CrO3, и две кислоты, находящиеся в
растворе в состоянии равновесия: хромовая – H2CrO4 и дихромовая кислоты – H2Cr2O7.

Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают
раствор в желтый цвет, а дихроматы – в оранжевый цвет.

Хроматы желтые, дихроматы оранжевые

Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.

Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O

Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый – образуется хромат.

Na2Cr2O7 + NaOH = Na2CrO4 + H2O

Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название “вулканчик” 🙂

(NH4)2Cr2O7 = (t) Cr2O3 + N2↑ + H2O

Дихроматный вулканчик

В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.

K2Cr2O7 + HCl = CrCl3 + KCl + Cl2↑ + H2O

Железо

Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.

Железо

Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.

Степени окисления железа и его свойства

В природе железо встречается в виде следующих соединений:

Fe2O3 – красный железняк, гематит
Fe3O4 – магнитный железняк, магнетит
Fe2O3*H2O – бурый железняк, лимонит
FeS2 – пирит, серый или железный колчедан
FeCO3 – сидерит

Природные соединения железа

Получение

Получают железо восстановлением из его оксида – руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.

CO + Fe2O3 = Fe + CO2↑

H2 + Fe2O3 = Fe + H2O

Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается
бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.

Чугун и сталь

Химические свойства

Реакции с неметаллами

Fe + S = FeS (t > 700°C)

Fe + S = FeS2 (t

Fe + O2 = Fe3O4 (при горении железа образуется железная окалина – Fe3O4 – смесь двух оксидов
FeO*Fe2O3)

При нагревании железо взаимодействует с галогенами, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими.

Fe + Cl2 = (t) FeCl3

Fe + P = (t) FeP

Fe + C = (t) Fe3C

Fe + Si = (t) FeSi

Хлорид железа III

Реакции с кислотами

Железо активнее водорода, способно вытеснить его из кислот.

Fe + HCl = FeCl2 + H2↑

На воздухе железо покрывается пленкой оксида, из-за чего пассивируется во многих реакциях, в том числе с концентрированными холодными
серной и азотной кислотами.

Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2↑

Реакция с концентрированными кислотами идет только при нагревании. В холодных серной и азотной кислотах железо пассивируется.

Пассивирование железа в холодной концентрированной азотной кислоте

Fe + H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2↑ + H2O

Реакции с солями

Железо способно вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее железа.

CuCl2 + Fe = FeCl2 + Cu

Восстановительные свойства

Железо способно восстанавливать соединения железа III до II.

Fe + Fe2O3 = (t) FeO

Fe + FeCl3 = (t) FeCl2

Соединения железа II проявляют основные свойства. Реагируют c кислотами. При разложении гидроксид железа II
распадается на соответствующий оксид и воду.

FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O

Fe(OH)2 + HCl = FeCl2 + H2O

Fe(OH)2 = (t) FeO + H2O

Гидроксид железа II

При хранении на открытом воздухе соли железа II приобретают коричневый цвет из-за окисления до железа III.

FeCl2 + H2O + O2 = Fe(OH)Cl2

Качественной реакцией на ионы Fe2+ в растворе является реакция с красной кровяной солью – K3[Fe(CN)6] –
гексацианоферратом III калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl2 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + KCl

Качественной реакцией на ионы Fe2+ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок зеленого цвета.

FeCl2 + NaOH = Fe(OH)2 + NaCl

Соединения железа III проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа III реагирует и с кислотами, и с щелочами.

Fe(OH)3 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + H2O

Fe(OH)3 + KOH = K3[Fe(OH)6] (гексагидроксоферрат калия)

При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.

Fe(OH)3 + KOH = (t) KFeO2 + H2O

Гидроксид железа III – ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании
легко распадается на воду и соответствующий оксид.

Гидроксид железа III - ржавчина

Fe + H2O + O2 = Fe(OH)3

Fe(OH)3 = (t) Fe2O3 + H2O

Качественной реакцией на ионы Fe3+ является взаимодействие с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6].
В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + KCl

Реакция хлорида железа III с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко
красного цвета.

FeCl3 + KCNS = Fe(CNS)3 + KCl

Реакция железа III с роданидом калия

И еще одна качественная реакция на ионы Fe3+ – взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок бурого цвета.

FeCl3 + NaOH = Fe(OH)3 + NaCl

Соединения железа VI – ферраты – соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными
окислительными свойствами.

Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)3
в щелочи.

Fe + KOH + H2O = (электролиз) K2FeO4 + H2↑

Fe(OH)3 + Cl2 + KOH = K2FeO4 + KCl + H2O

Феррат калия

Медь

Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.

Медь

Основные степени окисления меди +1, +2.

Степени окисления меди и ее свойства

Медь встречается в самородном виде и в виде соединений, наиболее известные из которых:

CuFeS2 – медный колчедан, халькопирит
Cu2S – халькозин
Cu2CO3(OH)2 – малахит

Природные соединения меди

Получение

Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.

CuFeS2 + O2 = Cu2S + FeS + SO2↑

Cu2S + O2 = Cu2O + SO2

Cu2O + Cu2S = Cu + SO2

Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди
более активными металлами, например – железом.

CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4

Реакция железа и медного купороса

Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.

CuSO4 + H2O = Cu + O2 + H2SO4 (медь – на катоде, кислород – на аноде)

Химические свойства

Реакции с неметаллами

Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.

Cu + CO2 + H2O + O2 = (CuOH)2CO3

При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.

4Cu + O2 = (t) 2Cu2O (при недостатке кислорода)

2Cu + O2 = (t) 2CuO (в избытке кислорода)

Оксид меди II

Cu + Se = (t) Cu2Se

Cu + S = (t) Cu2S

Реакции с кислотами

Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной
– реакция идет.

Cu + H2SO4(конц.) = (t) CuSO4 + SO2↑ + H2O

Cu + HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O

Cu + HNO3(разб.) = Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O

Реакция меди и азотной кислоты

Реагирует с царской водкой – смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO3 к 3 объемам HCl.

Cu + HCl + HNO3 = CuCl2 + NO + H2O

С оксидами неметаллов

Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.

Cu + SO2 = (t) CuO + S

Cu + NO2 = (t) CuO + N2↑

Cu + NO = (t) CuO + N2↑

Соединения меди I

В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди I можно получить путем восстановления соединений меди II.

CuCl2 + Cu = CuCl

CuO + Cu = Cu2O

Оксид меди I можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.

Cu2O + CO = (t) Cu + CO2

Cu2O + Al = (t) Cu + Al2O3

Cu2O + H2 = (t) Cu + H2O

Оксид меди I окисляется кислородом до оксида меди II.

Cu2O + O2 = (t) CuO

Оксид меди I вступает в реакции с кислотами.

Cu2O + HCl = CuCl + H2O

Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.

CuOH → Cu2O + H2O

Соединения меди II

Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)2.
Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.

Оксид меди II получают в реакциях термического разложения гидроксида меди II, реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.

Cu(OH)2 = (t) CuO + H2O

Cu + O2 = (t) CuO

Химические свойства

Реакции с кислотами

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

CuO + HCl = CuCl2 + H2O

Разложение

CuO = (t) Cu2O + O2

Восстановление

CuO + CO = Cu + CO2

CuO + C = Cu + CO

CuO + H2 = Cu + H2O

Гидроксид меди II – Cu(OH)2 – получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.

Гидроксид меди II

CuSO4 + KOH = K2SO4 + Cu(OH)2↓

Разложение

При нагревании гидроксид меди II, как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду.

Cu(OH)2 = (t) CuO + H2O

Реакции с кислотами

Cu(OH)2 + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

Cu(OH)2 + HCl = CuCl2 + H2O

Реакции с щелочами

Как сказано выше, гидроксид меди II носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства.
В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс.

Cu(OH)2 + LiOH = Li2[Cu(OH)4]

Реакции с кислотными оксидами

Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O (дигидроксокарбонат меди II – (CuOH)2CO3)

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник