ХРОМ Учитель химии МБОУ лицей №1 г. Волжский Волгоградская область Солдатова Татьяна Михайловна.

Август 26, 2022

Главная
Химия
ХРОМ Учитель химии МБОУ лицей №1 г. Волжский Волгоградская область Солдатова Татьяна Михайловна.

Содержание

2. ХРОМ
3. I. Исторические сведения II. Хром – химический элемент: 1.Положение хрома в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева
4. В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил название «сибирский красный свинец», PbCrO4.
5. Французский химик Луи Николя Воклен родился в Сент-Андре-д'Эберто (Нормандия). Совместно с А. Ф. Фуркруа выяснил (1799)
7. Положение хрома в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома. период группа порядковый номер Cr металл 24 4
8. Нахождение хрома в природе Хром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %). Основные соединения хрома
9. Физические свойства Плотность 7,19 г/см3; t плавления 1890°С; t кипения 2480°С. В свободном виде — голубовато-
10. Получение Из хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромита железа) получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом): FeO· Cr2O3
11. Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом: 1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная
12. С помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты.
13. Химические свойства Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au Cr Cr + + + + H2SO4 (конц.), растворы
14. При комнатной температуре хром химически мало активен из-за образования на его поверхности тонкой прочной оксидной пленки.
15. Cr0 + O20 = Cr2+3O3–2 4 2 3 Cr0 – 3e → Cr+3 4 O20 +
16. Cr0 + N20 = Cr+3N–3 Cr0 – 3e → Cr+3 2 N20 + 6e → 2N–3
17. В раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды: 2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2 Li,K,Ba,Ca,Na,Mg,
18. Cr0 + H+1Cl = Cr+2Cl2 + H20 Cr0 – 2e → Cr+2 1 2H+ + 2e
19. В присутствии кислорода хром реагирует с растворами кислот c образованием солей хрома (III) 4Cr + 12HCl
20. Концентрированные серная и азотная кислоты на холоду пассивируют хром При сильном нагревании кислоты pастворяют хром с
21. Cr0 + H2S+6O4 → Cr2+3(SO4)3 + S+4O2 + H2O Cr0 + HN+5O3 → Cr+3(NO3)3 + N+4O2
22. Хром способен вытеснять многие металлы, например медь, олово, серебро и другие, из растворов их солей: Cr0
23. Cr + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O Рассмотрите эту реакцию как окислительно-восстановительную Расставьте
24. Cr0 + KCl+5O3 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl–1 + H2O Cr0 – 3e → Cr+3
25. Хром - постоянная составная часть растительных и животных организмов. В крови содержится от 0,012 до 0,0035
26. Хром важный компонент во многих легированных сталях. Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование)
27. Соединения хрома Соединения хрома (II) Соединения хрома (III) Соединения хрома (VI) оксид гидроксид соли оксид гидроксид
28. Соединения хрома (II) CrO Оксид хрома (II) – кристаллы черного цвета, имеет основный характер При осторожном
29. Составьте уравнение реакции оксида хрома (II) с соляной и серной кислотами. Рассмотрите реакции с точки зрения
30. Оксид хрома (II) – сильный восстановитель. Кислородом воздуха окисляется до оксида хрома (III) Составьте уравнение реакции.
31. Cr(OH)2 Гидроксид хрома (II) Гидроксид хрома (II) получают в виде желтого осадка действием растворов щелочей на
32. Гидроксид хрома (II) обладает основными свойствами. Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (II) с соляной кислотой. Рассмотрите
33. Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель. Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома (III) Составьте уравнение реакции.
34. Соли хрома (II) Водные растворы солей хрома (II) получают без доступа воздуха растворением металлического хрома в
35. Cr+2Cl2 + O20 + HCl → Cr+3Cl3 + H2O–2 Cr+2 – 1e → Cr+3 4 O20
36. Cr+2Cl2 + HN+5O3 (к) →Cr+3(NO3)3 + N+4O2↑ + HCl↑ + H2O Cr+2 – 1e → Cr+3
37. Соединения хрома (III) Cr2O3 Оксид хрома () – тугоплавкий порошок темно-зеленого цвета. Получение. В лабораторных условиях
38. Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Составьте уравнение
39. При сплавлении оксида хрома (III) с оксидами, гидроксидами и карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов образуются хроматы
40. В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III) ведет себя как восстановитель: Cr2O3 + KOH + KMnO4 →
41. Cr2+3O3 + KOH + KMn+7O4 → K2Cr+6O4 + Mn+4O2 + H2O 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6
42. Cr2+3O3 + O20 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + CO2–2 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 2 окисление,
43. Оксид хрома (III) – катализатор В присутствии оксида хрома (III) аммиак окисляется кислородом воздуха до монооксида
44. Каталитическое окисление этанола Окисление этилового спирта кислородом воздуха происходит очень легко в присутствии оксида хрома (III)
45. Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 Получают гидроксид хрома (III) действием растворов щелочей или аммиака на растворы солей
46. Лабораторный опыт № 2 Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к одной
47. +H2SO4 +NaOH Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к одной из них
48. Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Составьте уравнение
49. Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6] Cr(OH)3 + 3Na+ + 3OH– = 3Na+ + [Cr(OH)6]3– Cr(OH)3 +
50. Соли хрома (III) Хроматы (III) устойчивы в щелочной среде. Они легко реагируют с кислотами: недостаток кислоты:
51. Сульфат хрома (III) образует двойные соли – хромовые квасцы. Из смешанного раствора сульфата хрома (III) и
52. Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительные так и восстановительные свойства. Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные
53. K3[Cr+3(OH)6] + Br20 + KOH → K2Cr+6O4 + KBr– + H2O Cr+3 – 3e → Cr+6
54. Cr+3Cl3 + H2O2–1 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl + H2O–2 Cr+3 – 3e → Cr+6
55. Получают CrO3 действием избытка концентрированной серной кислоты на насыщенный водный раствор дихромата натрия: Na2Cr2O7 + 2H2SO4
56. CrO3 — кислотный оксид. С избытком воды образуется хромовая кислота H2CrO4 CrO3 + Н2O = Н2CrO4
57. CrO3 является сильным окислителем Например этанол, ацетон и многие другие органические вещества самовоспламеняются или даже взрываются
58. Если поместить оксид хрома на фарфоровую пластинку и капнуть на него несколько капель ацетона,то через несколько
59. Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н2CrO4 и дихромовая Н2Cr2O7
60. Хромовая кислота — кристаллическое вещество красного цвета; выделена в свободном состоянии при охлаждении насыщенных водных растворов
61. хроматы – соли хромовой кислоты устойчивы в щелочной среде, при подкислении переходят в оранжевые дихроматы, соли
62. Лабораторный опыт № 3 К раствору дихромата калия добавьте гидроксид калия. Как изменилась окраска? Чем это
63. 2K2CrO4 + H2SO4(разб.) = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O
64. Взаимопревращение хроматов и дихроматов Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н2CrO4 и дихромовая Н2Cr2O7,
65. Соединения хрома (VI) – сильные окислители Cr2O72– Cr3+ Cr(OH)3 [Cr(OH)6]3– H+ H2O OH– Cr2O72– + 14H+
66. Окислительные свойства дихроматов Дихроматы, например дихромат калия K2Cr2O7 – сильные окислители. Под действием восстановителей дихроматы в
67. Zn + K2Cr2O7 + H2SO4 → ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O K2Cr2O7 + H2S +
68. Zn0 + K2Cr2+6O7 + H2SO4 → Zn+2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 +H2O Cr+6 + 3e →
69. K2Cr2+6O7 + H2O + H2S–2 → S0 + Cr+3(OH)3 + KOH K2Cr2+6O7 + H2O + K2S–2
70. K2Cr2+6O7 + S0 → K2S+6O4 + Cr2+3O3 K2Cr2O7 + S = K2SO4 + Cr2O3 K2Cr2+6O7 +
71. Дихромат калия (хромпик) широко применяется как окислитель органических соединений: 3С2H5OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 CH3– CHO
72. Хроматы щелочных металлов плавятся без разложения, а дихроматы при высокой температуре превращаются в хроматы. Дихромат аммония
73. В ряду гидроксидов хрома различных степеней окисления Cr(ОН)2 — Cr(ОН)3 — Н2CrО4 закономерно происходит ослабление основных
74. Степень окисления хромa +2 +3 +6 Оксид CrO Cr2O3 CrO3 Гидроксид Cr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO4 H2Cr2O7 Кислотные
76. Скачать презентацию

Слайд 2

ХРОМ

Слайд 3

I. Исторические сведения
II. Хром – химический элемент:
1.Положение хрома в периодической системе
химических

элементов Д.И.Менделеева
2. Строение атома.

III.Хром – простое вещество

3. Нахождение в природе

1. Состав. Физические свойства.
2. Получение.
3. Химические свойства
4. Биологическая роль и физиологическое действие.
5. Применение

IV. Соединения хрома

Слайд 4

В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил

название «сибирский красный свинец», PbCrO4. Современное название — крокоит.

В 1797 французский химик Л. Н. Воклен открыл в сибирской
красной свинцовой руде новый элемент хром и в 1798 году
получил его в свободном состоянии.

Происхождение названия
Название элемент получил от греч. χρῶμα — цвет, краска — из-за разнообразия окраски своих соединений.

Слайд 5

Французский химик Луи Николя Воклен родился в Сент-Андре-д'Эберто (Нормандия). Совместно

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

Слайд 6

Слайд 7

Положение хрома в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома.
период
группа
порядковый номер
Cr
металл
24
4
VIB
+24
4
2
1
8
валентные электроны
13
1s2
2s22p6
4s1
3s23p6
3d 5
Cr0

─ 2e → Cr+2

Cr0 ─ 3e → Cr+3

Cr0 ─ 6e → Cr+6

Слайд 8

Нахождение хрома в природе
Хром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %).

Основные соединения хрома — хромистый железняк (хромит) FeO·Cr2O3. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO4.

хромит

крокоит

Слайд 9

Физические свойства
Плотность 7,19 г/см3;
t плавления 1890°С;
t кипения 2480°С.

В свободном виде — голубовато- белый металл.
Хром (с примесями) является одним из самых твердых металлов.
Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке, пластичен.
Устойчив на воздухе. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома (III) Cr2O3.

Слайд 10

Получение
Из хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромита железа) получают феррохром восстановлением в

электропечах коксом (углеродом):

FeO· Cr2O3 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO↑

Феррохром — сплав железа и хрома (около 60% ),
основные примеси – углерод (до5%) кремний (до 8%), сера (до 0,05 %),
фосфор (до 0,05 %).
Феррохром применяют для производства легированных
сталей.

Слайд 11

Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:
1) сплавляют хромит железа

с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе:
4Fe(CrO2)2 + 8Na2CO3 + 7O2 → 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2↑
2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа;
3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат;
4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата углём:
Na2Cr2O7 + 2C → Cr2O3 + Na2CO3 + CO↑
5) с помощью алюминотермии получают металлический хром:
Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr + 130 ккал

Слайд 12

С помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в

воде, содержащего добавку серной кислоты. При этом на катодах совершаются в основном 3 процесса:
1) восстановление шестивалентного хрома до трехвалентного с переходом его в раствор;
2) разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода;
3) разряд ионов, содержащих шестивалентный хром с осаждением металлического хрома;
Cr2O72− + 14Н+ + 12е− = 2Cr + 7H2O

Слайд 13

Химические свойства
Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au
Cr
Cr
+
+
+
+
H2SO4 (конц.),
растворы солей
+ неметаллы
О2
растворы HCl, H2SO4
H2O
+
щелочные

расплавы окислителей

HNO3

Слайд 14

При комнатной температуре хром химически мало активен
из-за образования на

его поверхности тонкой прочной
оксидной пленки.
При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами, например:
кислородом, галогенами, азотом, серой.

Составьте уравнения реакций
хрома с перечисленными неметаллами.
Рассмотрите данные реакции как
окислительно-восстановительные.

Слайд 15

Cr0 + O20 = Cr2+3O3–2
4
2
3
Cr0 – 3e → Cr+3 4
O20

+ 4e → 2O–2 3

Cr0 – восстановитель, процесс окисления
O20 – окислитель, процесс восстановления

Cr0 + Br20 = Cr+3Br3–1

Cr0 – 3e → Cr+3 2
Br20 + 2e → 2Br–1 3

Cr0 – восстановитель, процесс окисления
Br20 – окислитель, процесс восстановления

Слайд 16

Cr0 + N20 = Cr+3N–3
Cr0 – 3e → Cr+3 2
N20

+ 6e → 2N–3 1

Cr0 – восстановитель, процесс окисления
N20 – окислитель, процесс восстановления

Cr0 + S0 = Cr2+3S3–2

Cr0 – 3e → Cr+3 2
S0 + 2e → S–2 3

Cr0 – восстановитель, процесс окисления
S0 – окислитель, процесс восстановления

Слайд 17

В раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды:
2Cr + 3H2O =

Cr2O3 + 3H2

Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au

В ряду напряжений хром находится левее водорода и поэтому
в отсутствии воздуха может вытеснять водород из растворов
соляной и серной кислот, образуя соли хрома (II).

Составьте уравнения реакций хрома c растворами соляной и серной кислот.
Рассмотрите данные реакции как окислительно-восстановительные.

Слайд 18

Cr0 + H+1Cl = Cr+2Cl2 + H20
Cr0 – 2e →

Cr+2 1
2H+ + 2e → H20 1

Cr0 – восстановитель, процесс окисления
HCl (за счет Н+1) – окислитель, процесс восстановления

Cr0 + H2+1SO4 = Cr+2SO4 + H20

Cr0 – 2e → Cr+2 1
2H+ + 2e → H20 1

Cr0 – восстановитель, процесс окисления
H2SO4(за счет Н+1) – окислитель,
процесс восстановления

Слайд 19

В присутствии кислорода
хром реагирует с растворами
кислот c образованием

солей хрома (III)

4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O

Слайд 20

Концентрированные серная и азотная
кислоты на холоду пассивируют хром
При сильном

нагревании кислоты
pастворяют хром с образованием
cолей хрома (III)

Cr + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + SO2 + H2O

Cr + HNO3 → Cr(NO3)3 + NO2 + H2O

Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные
Расставьте коэффициенты.
Назовите окислитель и восстановитель.

Слайд 21

Cr0 + H2S+6O4 → Cr2+3(SO4)3 + S+4O2 + H2O
Cr0 + HN+5O3

→ Cr+3(NO3)3 + N+4O2 + H2O

Cr0 – 3e → Cr+3 2
S+6 + 2e → S+4 3

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

Cr0 – восстановитель, процесс окисления
H2SO4 (за счет S+6) – окислитель, процесс восстановления

Cr0 – 3e → Cr+3 1
N+5 + 1e → N+4 3

Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Cr0 – восстановитель, процесс окисления
HNO3 (за счет N+5) – окислитель, процесс восстановления

Слайд 22

Хром способен вытеснять многие металлы, например
медь, олово, серебро и другие,

из растворов их солей:

Cr0 + Cu+2SO4 → Cr+2SO4 + Cu0

Составьте уравнение реакции хрома c раствором сульфата
меди (II). Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную.

Cr0 – 2e → Cr+2 1
Cu+2+ 2e → Cu0 1

Cr + CuSO4 = CrSO4 + Cu

Cr0 – восстановитель, процесс окисления
CuSO4 (за счет Cu+2) – окислитель, процесс
восстановления

Слайд 23

Cr + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O
Рассмотрите эту

реакцию как окислительно-восстановительную
Расставьте коэффициенты.
Назовите окислитель и восстановитель.

Растворы щелочей на хром практически не действуют.
Хром реагирует с щелочными расплавами окислителей.
В качестве окислителей используют нитраты натрия, калия,
хлорат калия и другие окислители.
При взаимодействии с щелочными расплавами окислителей
хром образует соли анионного типа, в которых проявляет
высшую степень окисления.

сплавление

Слайд 24

Cr0 + KCl+5O3 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl–1 + H2O
Cr0

– 3e → Cr+3 1
Cl+5 + 6e → Cl– 2

Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + H2O

Cr0 – восстановитель, процесс окисление
KClO3 (за счет Cl+5) – окислитель, процесс восстановление

Слайд 25

Хром - постоянная составная часть растительных и животных организмов. В

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

Слайд 26

Хром важный компонент во многих легированных сталях.
Используется в качестве

износоустойчивых и красивых
гальванических покрытий (хромирование)
Хром применяется для производства сплавов:
хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел
мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.

Слайд 27

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

Слайд 28

Соединения хрома (II)
CrO
Оксид хрома (II) – кристаллы черного цвета,
имеет основный характер

При осторожном нагревании
гидроксида хрома (II) в отсутствии кислорода получают оксид хрома (II). Составьте уравнение реакции.

Cr(OH)2 = CrO + H2O

3CrO = Cr + Cr2O3

При более высоких температурах оксид хрома (II)
диспропорционирует:

700°

Слайд 29

Составьте уравнение реакции оксида хрома (II) с соляной и
серной

кислотами. Рассмотрите реакции с точки зрения ТЕД.

CrO + H2SO4 = CrSO4 + H2O

CrO + 2H+ + Cl– = Cr2+ + 2Cl– + H2O

CrO + 2H+ = Cr2+ + H2O

CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O

CrO + 2H+ + SO42– = Cr2+ + SO42– + H2O

CrO + 2H+ = Cr2+ + H2O

Слайд 30

Оксид хрома (II) – сильный восстановитель.
Кислородом воздуха окисляется до оксида
хрома

(III)

Составьте уравнение реакции.
Рассмотрите данную реакцию
как окислительно-восстановительную.

Cr+2O + O20 → Cr2+3O3–2

Cr+2 – 1e → Cr+3 4
O20 + 4e → 2O–2 1

4CrO + O2 = 2Cr2O3

CrO (за счет Cr+2) – восстановитель, процесс окисления
O2 – окислитель, процесс восстановления

Слайд 31

Cr(OH)2
Гидроксид хрома (II)
Гидроксид хрома (II) получают в виде желтого осадка

действием растворов щелочей на соли хрома (II) без доступа воздуха.

Составьте уравнение реакции получения гидроксида хрома (II) действием гидроксида натрия на хлорид хрома (II). Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД.

CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 ↓ + 2NaCl

Cr2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– = Cr(OH)2 ↓ + 2Na+ + 2Cl–

Cr2+ + 2OH– = Cr(OH)2 ↓

Слайд 32

Гидроксид хрома (II) обладает основными свойствами.
Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (II)

с соляной
кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД

Cr(OН)2 + 2HCl = CrCl2 + 2H2O

Cr(OН)2 + 2H+ + 2Cl– = Cr2+ + 2Cl– + 2H2O

Cr(OН)2 + 2H+ = Cr2+ + 2H2O

Слайд 33

Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель.
Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома

(III)

Составьте уравнение реакции. Рассмотрите данную реакцию
как окислительно-восстановительную.

Cr+2(ОН)2+ O20 + Н2О → Cr+3(O –2Н)3

Cr+2 – 1e → Cr+3 4
O20 + 4e → 2O–2 1

4Cr(OН)2 + O2 + 2Н2О = 4Cr(OН)3

Cr(OН)2 (за счет Cr+2) –восстановитель, процесс окисления
O2 – окислитель, процесс восстановления

Слайд 34

Соли хрома (II)
Водные растворы солей хрома (II) получают без доступа

воздуха растворением металлического хрома в разбавленных
кислотах в атмосфере водорода или восстановлением цинком
в кислой среде солей трехвалентного хрома.
Безводные соли хрома (II) белого цвета, а водные растворы и
кристаллогидраты — синего цвета.
Соединения хрома (II) – сильные восстановители. Легко окисляются. Именно поэтому очень трудно получать и хранить соединения двухвалентного хрома.
Реагируют с концентрированными серной и азотной кислотами:

CrCl2 + O2 + HCl → CrCl3 + H2O
CrCl2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + SO2↑ + HCl↑ + H2O
CrCl2 + HNO3 → Cr(NO3)3 + NO2↑ + HCl↑ + H2O

Рассмотрите эти реакции как окислительно-
восстановительные. Расставьте коэффициенты..

Слайд 35

Cr+2Cl2 + O20 + HCl → Cr+3Cl3 + H2O–2
Cr+2 – 1e

→ Cr+3 4
O20 + 4e → 2O–2 1

4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O

Слайд 36

Cr+2Cl2 + HN+5O3 (к) →Cr+3(NO3)3 + N+4O2↑ + HCl↑ + H2O

Cr+2 – 1e → Cr+3 1
N+5 + 1e → N+4 1

CrCl2 + 4HNO3(конц) = Cr(NO3)3 + NO2↑ + 2HCl↑ + H2O

Cr+2Cl2 + H2S+6O4(к.) →Cr2+3(SO4)3 + S+4O2↑ + HCl↑ + H2O

Cr+2 – 1e → Cr+3 2
S+6 + 2e → S+4 1

2CrCl2 + 4H2SO4(конц) = Cr2(SO4)3 + SO2↑ + 4HCl↑ +2H2O

Слайд 37

Соединения хрома (III)
Cr2O3
Оксид хрома () – тугоплавкий порошок темно-зеленого цвета.
Получение.
В

лабораторных условиях термическим разложением
дихромата аммония:

(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 2H2O

В промышленности восстановлением дихромата калия
коксом или серой:

K2Cr2O7 + 3C = 2Cr2O3 + 2K2CO3 + CO2

K2Cr2O7 + S = 2Cr2O3 + K2SO4

t°

Слайд 38

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами
При взаимодействии с кислотами образуются

соли хрома (III):
Составьте уравнение реакции оксида хрома (III) с соляной
кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД.

Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O

Cr2O3 + 6H+ + 6Cl– = 2Cr3+ + 6Cl– + 3H2O

Cr2O3 + 6H+ = 2Cr3+ + 3H2O

Слайд 39

При сплавлении оксида хрома (III) с оксидами,
гидроксидами и карбонатами щелочных

и
щелочноземельных металлов образуются
хроматы (III) (хромиты):

Сr2O3 + Ba(OH)2 = Ba(CrO2)2 + H2O

Сr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2

t°

Оксид хрома (III) нерастворим в воде.

Слайд 40

В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III)
ведет себя как восстановитель:
Cr2O3 + KOH

+ KMnO4 → K2CrO4 + MnO2 + H2O

Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные
Расставьте коэффициенты.

Cr2O3 + KOH + Сa(ClO)2 → K2CrO4 + CaCl2 + H2O

Cr2O3 + O2 + Na2CO3 → Na2CrO4 + CO2

Cr2O3 + KClO3 + Na2CO3 → Na2CrO4 + KCl + CO2

Cr2O3 + NaNO3 + Na2CO3 → Na2CrO4 + NaNO2 + CO2

Слайд 41

Cr2+3O3 + KOH + KMn+7O4 → K2Cr+6O4 + Mn+4O2 + H2O
2Cr+3

– 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель
Mn+7 + 3e → Mn+4 2 восстановление, окислитель

Cr2O3 + 2KOH + 2KMnO4 = 2K2CrO4 + 2MnO2 + H2O

Cr2+3O3 + KOH + Сa(Cl+1O)2 → K2Cr+6O4 + CaCl2–1 + H2O

2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель
Cl+1 + 2e → Cl–1 3 восстановление, окислитель

Cr2O3 + 4KOH + 3Сa(ClO)2 = 2K2CrO4 + 3CaCl2 + 2H2O

Слайд 42

Cr2+3O3 + O20 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + CO2–2
2Cr+3 – 6e

→ 2Cr+6 2 окисление, восстановитель
O20 + 4e → O–2 3 восстановление, окислитель

Cr2O3 + 3O2 + 4Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 4CO2

Cr2+3O3 + KCl+5O3 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + KCl–1 + CO2

2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель
Cl+5 + 6e → Cl–1 1 восстановление, окислитель

Cr2O3 + KClO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + KCl + 2CO2

Cr2+3O3 + NaN+5O3 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + NaN+3O2 + CO2

2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель
N+5 + 2e → N+3 3 восстановление, окислитель

Cr2O3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2

Слайд 43

Оксид хрома (III) – катализатор
В присутствии оксида хрома

(III) аммиак окисляется кислородом воздуха до монооксида азота, который в избытке кислорода окисляется до бурого диоксида азота.

Слайд 44

Каталитическое окисление этанола
Окисление этилового спирта кислородом воздуха происходит очень

легко в присутствии оксида хрома (III)
Реакция окисления спирта протекает с выделением энергии. Продукт реакции окисления спирта - уксусный альдегид.

Cr2O3, t°

2СН3–СН2–ОН + О2 2СН3 – С ═ О + 2H2O

Слайд 45

Гидроксид хрома (III)
Cr(OH)3
Получают гидроксид хрома (III) действием
растворов щелочей или аммиака на

растворы
солей хрома (III).

Составьте уравнение реакции получения
Cr(OH)3 действием раствора аммиака на
хлорид хрома (III):

CrCl3 + 3(NH3·H2O) = Cr(OH)3 + 3NH4Cl

Лабораторный опыт № 1

К раствору хлорида хрома (III) прилейте раствор
аммиака. Что наблюдаете?

Слайд 46

Лабораторный опыт № 2
Осадок, полученный в опыте № 1 разделите

на две части, к
одной из них добавьте раствор соляной кислоты, а к другой –
щелочь. Что происходит?
Какими свойствами обладает гидроксид хрома (III)?

Cr(OH)3

CrCl3

Na3[Cr(OH)6]

NaOH

HCl

Слайд 47

+H2SO4
+NaOH
Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части,

к
одной из них добавьте серной кислоты, а к другой – щелочь.
Что происходит?

Слайд 48

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами.
При взаимодействии с кислотами образуются соли

хрома (III):
Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (III) с соляной
кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД.

Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O

Cr(OH)3 + 3H+ + 3Cl– = Cr3+ + 3Cl– + 3H2O

Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O

Слайд 49

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
Cr(OH)3 + 3Na+ + 3OH– = 3Na+

+ [Cr(OH)6]3–

Cr(OH)3 + 3OH– = [Cr(OH)6]3–

2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O

t°

Гидроксид хрома (III) растворяется в щелочах

При нагревании гидроксид хрома (III) разлагается:

гексагидроксохромат (III) натрия
(изумрудно-зеленый)

Слайд 50

Соли хрома (III)
Хроматы (III) устойчивы в щелочной среде. Они легко

реагируют с кислотами:

недостаток кислоты:

избыток кислоты:

В растворе подвергаются полному гидролизу:

NaCrO2 + HCl + H2O = Cr(OH)3 + NaCl

NaCrO2 + 4HCl = CrCl3 + NaCl + 2H2O

с угольной кислотой

Na3[Cr(OH)6] + 3CO2 = Cr(OH)3 + 3NaHCO3

Cr2S3 + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S

В водных растворах катион Cr3+ встречается только
в виде гидратированного иона [Cr(H2O)6] 3+, который
придает раствору сине-фиолетовый цвет.
раствору сине-фиолетовый цвет.

Слайд 51

Сульфат хрома (III) образует двойные соли – хромовые квасцы.
Из смешанного раствора

сульфата хрома (III) и сульфата калия
кристаллизуется двойная соль – KCr(SO4)2·12H2O
сине-фиолетового цвета.

Применяются в качестве дубящего вещества при
изготовлении эмульсий, а также в дубящих растворах
и дубящих фиксажах.

Слайд 52

Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительные
так и восстановительные свойства.
Рассмотрите

эти реакции как окислительно-восстановительные
Расставьте коэффициенты.
Назовите окислитель и восстановитель.

K3[Cr(OH)6] + Br2 + KOH → K2CrO4 + KBr + H2O

CrCl3 + H2O2 + KOH → K2CrO4 + KCl + H2O

KCrO2 + PbO2 + KOH → K2CrO4 + K2PbO2 + H2O

Cr2(SO4)3 + Cl2 + NaOH → Na2CrO4 + NaCl + H2O + Na2SO4

CrCl3 + Zn → CrCl2 + ZnCl2

Слайд 53

K3[Cr+3(OH)6] + Br20 + KOH → K2Cr+6O4 + KBr– + H2O

Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель
Br20 + 2e → 2Br–1 3 восстановление, окислитель

2K3[Cr(OH)6] + 3Br2 + 4KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O

Cr+3Cl3 + Zn0 → Cr+2Cl2 + Zn+2Cl2

Cr+3 + 1e → Cr+2 2 восстановление, окислитель
Zn0 – 2e → Zn+2 1 окисление, восстановитель

2CrCl3 + Zn = 2CrCl2 + ZnCl2

KCr+3O2 + Pb+4O2 + KOH → K2Cr+6O4 + K2Pb+2O2 + H2O

Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель
Pb+4 + 2e → Pb–2 3 восстановление, окислитель

2KCrO2 + 3PbO2 + 8KOH = 2K2CrO4 + 3K2PbO2 + 4H2O

Слайд 54

Cr+3Cl3 + H2O2–1 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl + H2O–2
Cr+3

– 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель
2O–1 + 2e → 2O–2 3 восстановление, окислитель

2CrCl3 + 3H2O2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O

Cr2+3(SO4)3 + Cl20 + NaOH → Na2Cr+6O4 + NaCl– + H2O + Na2SO4

Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель
Cl20 + 2e → 2Cl–1 3 восстановление, окислитель

Cr2(SO4)3 +3Cl2 +16NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8H2O +3Na2SO4

Слайд 55

Получают CrO3 действием избытка
концентрированной серной кислоты
на насыщенный

водный раствор
дихромата натрия:

Na2Cr2O7 + 2H2SO4 = 2CrO3 + 2NaHSO4 + H2O

Оксид хрома (VI) очень ядовит.

4CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2↑.

При нагревании выше 250 °C разлагается:

Оксид хрома (VI) CrO3 — хромовый ангидрид,
представляет собой темно-красные
игольчатые кристаллы.

Слайд 56

CrO3 — кислотный оксид.
С избытком воды образуется хромовая
кислота H2CrO4
CrO3

+ Н2O = Н2CrO4

При большой концентрации CrO3 образуется дихромовая
кислота Н2Cr2О7

2CrO3 + Н2O = Н2Cr2O7

которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:

Н2Cr2О7 + Н2О = 2Н2CrO4

При растворении в воде образует кислоты.

Эти кислоты – неустойчивые. Существуют только в растворе.
Между ними в растворе устанавливается равновесие

2Н2CrO4 ↔ Н2Cr2O7 + Н2O

При взаимодействии CrO3 со щелочами образуются хроматы

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O.

Слайд 57

CrO3 является сильным окислителем
Например этанол, ацетон и многие

другие органические вещества самовоспламеняются или даже взрываются при контакте с ним.

Окисляет йод, серу, фосфор, уголь.

4CrO3 + 3S = 2Cr2O3 + 3SO2↑.

CrO3 + C2H5OH → CO2 + Cr2O3 + H2O

C2H5OH + 3H2O – 12e → 2CO2 + 12H+ 1
2CrO3 + 6H+ + 6e → Cr2O3 + 3H2O 2

4CrO3 + C2H5OH → 2CO2 + 2Cr2O3 + 3H2O

C2H5OH + 3H2O + 4CrO3 + 12H+ = 2CO2 + 12H+ + 2Cr2O3 + 6H2O

Слайд 58

Если поместить оксид хрома на фарфоровую пластинку и капнуть на

него несколько капель ацетона,то через несколько секунд ацетон загорается. При этом оксид хрома (VI) восстанавливается до оксида хрома (III), а ацетон окисляется до углекислого газа и воды.

Окисление ацетона хромовым ангидридом.

16CrO3 + 3CH3– С – CH3 → 9CO2 + 8Cr2O3 + 9H2O

Слайд 59

Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты –
хромовая Н2CrO4

и дихромовая Н2Cr2O7

Слайд 60

Хромовая кислота — кристаллическое вещество красного цвета; выделена в свободном

состоянии при охлаждении насыщенных водных растворов CrO3; хромовая кислота — электролит средней силы. Изополихромовые кислоты существуют в водных растворах, окрашенных в красный цвет

Слайд 61

хроматы – соли хромовой кислоты устойчивы в щелочной среде, при
подкислении

переходят в оранжевые
дихроматы, соли двухромовой кислоты. Реакция обратима, поэтому при добавлении щелочи желтая окраска хромата восстанавливается.

2CrO42– + 2H+ ↔ Cr2O72– + H2O

хроматы

дихроматы

соли

ОН–

Н+

Слайд 62

Лабораторный опыт № 3
К раствору дихромата калия добавьте гидроксид калия.
Как изменилась

окраска? Чем это вызвано?
К полученному раствору добавьте
серной кислоты до восстановления
желтой окраски.

Напишите уравнения реакций.

Слайд 63

2K2CrO4 + H2SO4(разб.) = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
K2Cr2O7

+ 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

2K2CrO4 + 2HCl(разб.) = K2Cr2O7 + 2KCl + H2O

2K2CrO4 + H2O + CO2 = K2Cr2O7 + KHCO3

Слайд 64

Взаимопревращение хроматов и дихроматов
Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты

– хромовая Н2CrO4 и дихромовая Н2Cr2O7, Хромат калия K2CrO4 и дихромат калия K2Cr2O7 – соли этих кислот. Хроматы – желтого цвета, дихроматы – оранжевого. В кислой среде хромат-ион превращается в дихромат-ион. В присутствии щелочи дихроматы снова становятся хроматами. Хромат калия превращаем в дихромат, добавляя кислоту. Желтый раствор становится оранжевым.
2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
В стакан с дихроматом калия добавляем щелочь, оранжевый раствор становится желтым – дихроматы превращаются в хроматы.
K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

Слайд 65

Соединения хрома (VI) –
сильные окислители
Cr2O72–
Cr3+
Cr(OH)3
[Cr(OH)6]3–
H+
H2O
OH–
Cr2O72– + 14H+

+ 6e → 2Cr3+ + 7H2O

Cr2O72– + 7Н2О + 6e → 2[Cr(OH)6]3– + 2ОН–

Слайд 66

Окислительные свойства дихроматов
Дихроматы, например дихромат калия K2Cr2O7 – сильные окислители.

Под действием восстановителей дихроматы в кислой среде переходят в соли хрома (III). Примером такой реакции может служить окисление сульфита натрия раствором дихромата калия в кислой среде. К раствору дихромата калия добавляем серную кислоту и раствор сульфита натрия.
K2Cr2O7 +3Na2SO3+4H2SO4 =Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4+ K2SO4 + 4H2O
Оранжевая окраска, характерная для дихроматов, переходит в зеленую. Образовался раствор сульфата хрома (III) зеленого цвета. Соли хрома - ярко окрашены, именно поэтому элемент получил такое название: "хром", что в переводе с греческого означает "цвет, краска".

опыт

Слайд 67

Zn + K2Cr2O7 + H2SO4 → ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4

+H2O

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O

K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 → O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O

K2Cr2O7 + H2O + H2S → S + Cr(OH)3 + KOH

K2Cr2O7 + H2O + K2S → S + K3[Cr(OH)6] + KOH

Дихроматы проявляют окислительные свойства не только в
растворах, но и в твердом виде:

K2Cr2O7 + S → K2SO4 + Cr2O3

K2Cr2O7 + С → K2СO3 + СО + Cr2O3

K2Cr2O7 + Al → Cr + KAlO2 + Al2O3

Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные
Расставьте коэффициенты.

K2Cr2O7 + KOH + (NH4)2S → S + K3[Cr(OH)6] + NH3

Слайд 68

Zn0 + K2Cr2+6O7 + H2SO4 → Zn+2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4

+H2O

Cr+6 + 3e → Cr+3 2 восстановление, окислитель
Zn0 – 2e → Zn+2 3 окисление, восстановитель

3Zn + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

K2Cr2+6O7 + H2S–2 + H2SO4 → S0 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Cr+6 + 3e → Cr+3 2 восстановление, окислитель
S–2 – 2e → S0 3 окисление, восстановитель

K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

K2Cr2+6O7 + H2O2–1 + H2SO4 → O20 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 +H2O

Cr+6 + 3e → Cr+3 2 восстановление, окислитель
2O–1 – 2e → O20 3 окисление, восстановитель

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

Слайд 69

K2Cr2+6O7 + H2O + H2S–2 → S0 + Cr+3(OH)3 + KOH

K2Cr2+6O7 + H2O + K2S–2 → S0 + K3[Cr+3 (OH)6] + KOH

K2Cr2+6O7 + KOH +H2O + (NH4)2S–2 → S0 + K3[Cr+3(OH)6] + NH3

2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 1 восстановление, окислитель
S–2 – 2e → S0 3 окисление, восстановитель

2Cr+6 + 6e → 2Cr+ 1 восстановление, окислитель
S–2 – 2e → S0 3 окисление, восстановитель

K2Cr2O7 + H2O + 3H2S = 3S + 2Cr(OH)3 + 2KOH

K2Cr2O7 + 7H2O + 3K2S = 3S + 2K3[Cr(OH)6] + 2KOH

K2Cr2O7 + 4KOH + H2O + 3(NH4)2S = 3S + 2K3[Cr(OH)6] + 6NH3

Слайд 70

K2Cr2+6O7 + S0 → K2S+6O4 + Cr2+3O3
K2Cr2O7 + S =

K2SO4 + Cr2O3

K2Cr2+6O7 + С0 → K2С+4O3 + С+2О + Cr2+3O3

K2Cr2O7 + 2С = K2СO3 + СО + Cr2O3

K2Cr2+6O7 + Al0 → Cr0 + KAlO2 + Al2+3O3

K2Cr2O7 + 4Al = 2Cr + 2KAlO2 + Al2O3

Cr+6 + 3e → Cr+3 2 восстановление, окислитель
S0 – 6e → S+6 1 окисление, восстановитель

Cr+6 + 3e → Cr+3 3 2 восстановление, окислитель
С0 – 4e → С+4 4 1 окисление, восстановитель
С0 – 2e → С+2 2 1

2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 1 восстановление, окислитель
Al0 – 3e → Al+3 2 окисление, восстановитель

Слайд 71

Дихромат калия (хромпик) широко применяется как окислитель
органических соединений:
3С2H5OH + K2Cr2O7 +

4H2SO4 CH3– CHO + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

3С3H7OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 3CH3– C–CH3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
║
O

Слайд 72

Хроматы щелочных металлов плавятся без разложения, а
дихроматы при высокой

температуре превращаются в хроматы.
Дихромат аммония разлагается при нагревании:

(NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O

180°C

Слайд 73

В ряду гидроксидов хрома различных степеней окисления
Cr(ОН)2 — Cr(ОН)3

— Н2CrО4
закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Такое изменение свойств обусловлено увеличением степени окисления и уменьшением ионных радиусов хрома. В этом же ряду последовательно усиливаются окислительные свойства.
Соединения Cr (II) — сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (III).
Соединения хрома(VI) — сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III).
Соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).

Слайд 74

Степень окисления хромa +2 +3 +6
Оксид CrO Cr2O3 CrO3
Гидроксид Cr(OH)2

Cr(OH)3 H2CrO4
H2Cr2O7

Кислотные и окислительные свойства возрастают

Основные и восстановительные свойства возрастают

Соединения хрома

ХРОМ Учитель химии МБОУ лицей №1 г. Волжский Волгоградская область Солдатова Татьяна Михайловна.

Содержание

ХРОМ

I. Исторические сведенияII. Хром – химический элемент:1.Положение хрома в периодической системехимических

В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил

Французский химик Луи Николя Воклен родился в Сент-Андре-д'Эберто (Нормандия). Совместно

Положение хрома в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома.периодгруппапорядковый номерCrметалл244VIB+244218валентные электроны131s22s22p64s13s23p63d 5Cr0

Нахождение хрома в природеХром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %).

Физические свойстваПлотность 7,19 г/см3; t плавления 1890°С; t кипения 2480°С.

Получение Из хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромита железа) получают феррохром восстановлением в

Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:1) сплавляют хромит железа

С помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в

Химические свойстваLi,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,AuCrCr++++H2SO4 (конц.),растворы солей+ неметаллыО2растворы HCl, H2SO4H2O+щелочные

При комнатной температуре хром химически мало активен из-за образования на

Cr0 + O20 = Cr2+3O3–2423Cr0 – 3e → Cr+3 4O20

Cr0 + N20 = Cr+3N–3Cr0 – 3e → Cr+3 2N20

В раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды:2Cr + 3H2O =

Cr0 + H+1Cl = Cr+2Cl2 + H20Cr0 – 2e →

В присутствии кислорода хром реагирует с растворами кислот c образованием

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоду пассивируют хромПри сильном

Cr0 + H2S+6O4 → Cr2+3(SO4)3 + S+4O2 + H2OCr0 + HN+5O3

Хром способен вытеснять многие металлы, например медь, олово, серебро и другие,

Cr + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2OРассмотрите эту

Cr0 + KCl+5O3 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl–1 + H2OCr0

Хром - постоянная составная часть растительных и животных организмов. В

Хром важный компонент во многих легированных сталях. Используется в качестве

Соединения хромаСоединения хрома (II)Соединения хрома (III)Соединения хрома (VI)оксидгидроксидсолиоксидгидроксидсолисолигидроксидоксид

Соединения хрома (II)CrOОксид хрома (II) – кристаллы черного цвета,имеет основный характер

Составьте уравнение реакции оксида хрома (II) с соляной и серной

Оксид хрома (II) – сильный восстановитель.Кислородом воздуха окисляется до оксида хрома

Cr(OH)2Гидроксид хрома (II) Гидроксид хрома (II) получают в виде желтого осадка

Гидроксид хрома (II) обладает основными свойствами.Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (II)

Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель.Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома

Соли хрома (II) Водные растворы солей хрома (II) получают без доступа

Cr+2Cl2 + O20 + HCl → Cr+3Cl3 + H2O–2Cr+2 – 1e

Cr+2Cl2 + HN+5O3 (к) →Cr+3(NO3)3 + N+4O2↑ + HCl↑ + H2O

Соединения хрома (III)Cr2O3Оксид хрома () – тугоплавкий порошок темно-зеленого цвета.Получение. В

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами При взаимодействии с кислотами образуются

При сплавлении оксида хрома (III) с оксидами, гидроксидами и карбонатами щелочных

В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III)ведет себя как восстановитель:Cr2O3 + KOH

Cr2+3O3 + KOH + KMn+7O4 → K2Cr+6O4 + Mn+4O2 + H2O2Cr+3

Cr2+3O3 + O20 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + CO2–22Cr+3 – 6e

Оксид хрома (III) – катализатор В присутствии оксида хрома

Каталитическое окисление этанола Окисление этилового спирта кислородом воздуха происходит очень

Гидроксид хрома (III)Cr(OH)3Получают гидроксид хрома (III) действиемрастворов щелочей или аммиака на

Лабораторный опыт № 2 Осадок, полученный в опыте № 1 разделите

+H2SO4+NaOH Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части,

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами.При взаимодействии с кислотами образуются соли

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]Cr(OH)3 + 3Na+ + 3OH– = 3Na+

Соли хрома (III) Хроматы (III) устойчивы в щелочной среде. Они легко

Сульфат хрома (III) образует двойные соли – хромовые квасцы.Из смешанного раствора

Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительные так и восстановительные свойства.Рассмотрите