Crcl3 koh признак реакции

Частные реакции катионов четвертой аналитической группы

Реакция катиона хрома (III) Cr 3+

1. Гидроксиды щелочных металлом NаOH и KOH являются групповыми реактивами для четвертой группы. Гидроксид натрия из раствора соли хрома (III) выделяет серо-зеленый амфорный осадок гидроксида хрома (III):

Осадок Cr(OH)₃ растворяется:

а) в разбавленных кислотах Cr(OH)₃↓ + HCl = CrCl₃ + 3H₂O

б) в избытке растворов щелочей Cr(OH)₃↓ + 3NaOH = Na₃[Cr(OH)₆],

что указывает на амфотерность гидроксида хрома (III).

К 2 каплям раствора соли хрома (III) добавляют 1 каплю раствора гидроксида натрия или кальция, а затем еще несколько капель. Наблюдают выпадение и последующее растворение осадка.

2. Сульфид аммония ((NH₄)₂S выделяет из растворов солей хрома (III) аморфный осадок гидроксида хрома (III):

К 2 каплям раствора соли хрома (III) добавляют 2 капли раствора сульфида аммония. Наблюдают выпадение осадка.

Реакции протекают в такой последовательноти:

1. образуется гидроксид хрома CrCl₃ + 3NaOH = Cr(OH)₃↓ + 3NaCl

2. в избытке щелочи образуется комплексная соль

3. окисление до хромата (желтого цвета)

Если полученный раствор хромата подкислить разбавленной H₂SO₄, то пероксид водорода образует хромат в надхромовую кислоту H₂CrO₆ синего цвета, легко переходящую в органический слой.

1. Получение хромата. В пробирку помещают 2 капли раствора соли хрома и добавляют несколько капель гидроксида натрия или калия (образующийся осадок гидроксида хрома должен раствориться). Прибавляют 3 капли раствора пероксида водорода и слегка подогревают на водяной бане. Наблюдают переход окраски из зеленой в желтую.

2. Получение надромовой кислоты. В пробирку помещают 3 капли разбавленной H₂SO₄, 2 капли раствора пероксида водорода и 1 мл бутилового спирта, смесь встряхивают. Затем прибавляют 2-3 капли полученного раствора хромата (желтого цвета) и снова встряхивают. Наблюдают окраску эфирного слоя оранжевого цвета.

Реакция катиона Zn 2+

1. Гидроксиды щелочных металлов NaOH и KOH как групповой реактив выделяют из растворов солей цинка белый студенистый осадок гидроксида цинка:

2. Гидроксид цинка обладает амфотерными свойствами и поэтому растворяется:

а) в разбавленных кислотах Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O

б) в избытке щелочи Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na[Zn(OH)₄]

К 2 каплям раствора соли цинка добавляют сначала 1 каплю раствора гидроксида натрия или калия, а затем его избыток. Наблюдают выпадение и последующее растворение осадка.

3. Сульфид аммония (NH₄)₂S осаждает из нейтральных растворов ион цинка в виде белого аморфного сульфида цинка:

К 2 каплям раствора соли цинка добавляют 2 капли раствора сульфида аммония. Наблюдают выпадение белого аморфного осадка. Реакция является фармакопейной.

4. Гексацианоферрат (III) калия K₃[Fe(CN)₆] красная кровяная соль) с солями цинка дает коричневато-желтый осадок гексацианоферрата (III) цинка:

Осадок растворяется в хлороводородной кислоте и растворе аммиака.

К 2 каплям раствора соли цинка прибавляют 2 капли раствора красной кровяной соли. Наблюдают выпадение коричневато-желтого осадка.

5. Реакция сухим путем (образование зелени Ринмана).

Кусочек фильтровальной бумаги, смоченный раствором соли цинка и раствором нитрата кобальта (II), при сжигании дает золу, окрашенную в зеленый цвет цинкатом кобальта (зелень Ринмана). При этом происходит реакция:

Небольшой кусочек фильтровальной бумаги смочить 1-2 каплями соли цинка. Затем смачивают бумагу одной каплей разбавленного Co(NO₃)₂. Дают бумаге высохнуть и сжигают ее в маленькой фарфоровой чашке. Наблюдают цвет полученной золы.

Реакция катиона Al 3+

1. Гидроксиды щелочных металлов NaOH или KOH, как групповой реактив, с солями алюминия образуют белый осадок гидроксида алюминия Al(SO₄)₃.

Вследствие амфотерного характера гидроксида алюминия осадок растворяется в разбавленных кислотах:

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O и в избытке щелочи:

К 2 каплям раствора соли алюминия прибавляют сначала 1 каплю раствора гидроксида натрия, а затем его избыток. Наблюдают выпадение осадка гидроксида алюминия и последующее его растворение.

2. Сульфид аммония (NH₄)₂ из растворов солей Al 3+ выделяет аморфный осадок гидроксида алюминия:

К 2 каплям раствора соли алюминия прибавляют 2 капли раствора сульфида аммония. Наблюдают выпадение аморфного осадка.

3. Сухой хлорид аммония NH₄Cl выделяет из растворов комплексных солей алюминия (тетрагидроксоалюминат калия) осадок гидроксида алюминия:

К 2 каплям раствора соли алюминия добавляют избыток раствора гидроксида натрия или калия до растворения выпавшего осадка гидроксида. К полученному раствору добавляют сухой хлорид аммония. Пробирку несколько раз встряхивают, нагревают на водяной бане и наблюдают выпадение белого осадка.

4. Получение « тенаровой сини». Разбавленный раствор нитрата кобальта (III) образует с солями алюминия алюминат кобальта, образующий при сжигании золу синего цвета:

Источник

Хром. Химия хрома и его соединений

Положение в периодической системе химических элементов

Хром расположен в 6 группе (или в побочной подгруппе VI группы в короткопериодной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение атома хрома

Электронная конфигурация хрома в основном состоянии :

+24Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 1s 2s 2p

Примечательно, что у атома хрома уже в основном энергетическом состоянии происходит провал (проскок) электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.

Физические свойства

Хром – твердый металл голубовато-белого цвета. Очень чистый хром поддается механической обработке. В природе встречается в чистом виде и широко применяется в различных отраслях науки, техники и производства. Чаще всего хром применяется, как компонент сплавов, которые используются при изготовлении медицинского или химического технологического оборудования и приборов.

Изображение с портала top10a.ru

Нахождение в природе

Хром – довольно распространенный металл в земной коре (0,012 масс.%). Основной минерал, содержащий хром – хромистый железняк FeO·Cr₂O₃ (или Fe(CrO₂)₂).

Способы получения

Хром получают из хромита железа. Для восстановления используют кокс:

Fe(CrO₂)₂ + 4C → Fe + 2Cr + 4CO

Еще один способ получения хрома: восстановление из оксида алюминием (алюмотермия):

Качественные реакции

CrCl₂ + 2NaOH → Cr(OH)₂ + 2NaCl

CrCl₃ + 3KOH → Cr(OH)₃ + 3KCl

При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид хрома (III) растворяется с образованием комплексной соли:

Соли хрома можно обнаружить с помощью водного раствора аммиака. При взаимодействии растворимых солей хрома (II) с водным раствором аммиака также образуется коричневый осадок гидроксида хрома (II).

CrCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O → Cr(OH)₂↓ + 2NH₄Cl

Cr 2+ + 2NH₃ + 2H₂O → Cr(OH)₂↓ + 2NH₄ +

При взаимодействии растворимых солей хрома (III) с водным раствором аммиака также образуется серо-зеленый осадок гидроксида хрома (III).

CrCl₃ + 3NH₃ + 3H₂O → Cr(OH)₃↓ + 3NH₄Cl

Cr 3+ + 3NH₃ + 3H₂O → Cr(OH)₃ ↓ + 3NH₄ +

Химические свойства

В соединениях хром может проявлять степени окисления от +1 до +6. Наиболее характерными являются соединения хрома со степенями окисления +3 и +6. Менее устойчивы соединения хрома со степенью окисления +2. Хром образует комплексные соединения с координационным числом 6.

1. При комнатной температуре хром химически малоактивен из-за образования на его поверхности тонкой прочной оксидной пленки. При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами: кислородом, галогенами, серой, азотом, кремнием, углеродом, фосфором.

1.1. При взаимодействии хрома с галогенами образуются галогениды:

2Cr + 3Cl₂ → 2CrCl₃

1.2. Хром реагирует с серой с образованием сульфида хрома:

Cr + P → CrP

1.4. С азотом хром реагирует при нагревании до 1000 о С с образованием нитрида:

2Cr + N₂ → 2CrN

1.5. Хром не взаимодействует с водородом.

1.6. Хром взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

2. Хром взаимодействует и со сложными веществами:

2.1. Хром реагирует с парами воды в раскаленном состоянии:

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

Cr + 2HCl → CrCl₂ + H₂↑

В присутствии кислорода образуются соли хрома (III):

4Cr + 12HCl + 3O₂ → 4CrCl₃ + 6H₂O

2.3. При обычных условиях хром не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат хрома (III) и вода:

2.4. Хром не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.

Только при сильном нагревании концентрированная азотная кислота растворяет хром:

2.5. Растворы щелочей на хром практически не действуют.

2Cr + 3CuCl₂ → 2CrCl₃ + 3Cu

Восстановительные свойства алюминия также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натрия, нитратами и нитритами, хлоратами в щелочной среде.

Хлорат калия и нитрат калия также окисляют хром:

Оксид хрома (III)

Способы получения

Оксид хрома (III) можно получить различными методами :

1. Термическим разложением гидроксида хрома (III):

2. Разложением дихромата аммония:

3. Восстановлением дихромата калия углеродом (коксом) или серой:

Химические свойства

1. При сплавлении оксида хрома (III) с основными оксидами активных металлов образуются соли-хромиты.

3. Оксид хрома (III) не взаимодействует с водой.

Оксид хрома (III) окисляется бромом в присутствии гидроксида натрия:

Озоном или кислородом:

Нитраты и хлораты в расплаве щелочи также окисляют оксид хрома (III):

6. Оксид хрома (III) проявляет слабые окислительные свойства при взаимодействии с более активными металлами.

Реакция очень экзотермическая, сопровождается выделением большого количества света:

Материал с сайта pikabu.ru

Если сжечь большой объем термита в тигле, то можно получить металлический хром:

Материал с сайта pikabu.ru

7. Оксид хрома (III) – твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Оксид хрома (II)

Химические свойства

Оксид хрома (II) имеет основный характер, ему соответствует гидроксид хрома (II), обладающий основными свойствами.

2. При высоких температурах оксид хрома (II) диспропорционирует :

3CrO → Cr + Cr₂O₃

3. Оксид хрома (II) не взаимодействует с водой.

CrO + 2HCl → CrCl₂ + H₂O

И с серной кислотой:

Оксид хрома (VI)

Оксид хрома (VI) CrO₃ – темно-красное кристаллическое вещество. Гигроскопичен, расплывается на воздухе, малоустойчив, разлагается при нормальных условиях.

Способы получения

Оксид хром (VI) можно получить действием концентрированной серной кислоты на сухие хроматы или дихроматы:

Химические свойства

Оксид хрома (VI) – кислотный. Сильно ядовит. Оксиду хрома (VI) соответствуют хромовая (H₂CrO₄) и дихромовая (H₂Cr₂O₇) кислоты.

Изображение с портала chemres.ru

1. При взаимодействии оксида хрома (VI) с водой образуется хромовые кислоты:

Или с оксидом лития с образованием хромата лития:

3. Оксид хрома (VI) – очень сильный окислитель : окисляет углерод, серу, иод, фосфор, превращаясь при этом в оксид хрома (III).

Гидроксид хрома (III)

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃ – это твердое вещество серо-зеленого цвета.

Способы получения

1. Гидроксид хрома (III) можно получить действием раствора аммиака на соли хрома (III).

2. Пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через раствор гексагидроксохромата калия:

Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить сложное вещество K₃[Cr(OH)₆] на составные части: KOH и Cr(OH)₃. Далее мы определяем, как реагирует углекислый газ с каждым из этих веществ, и записываем продукты их взаимодействия. Т.к. Cr(OH)₃ не реагирует с СО₂, то мы записываем справа Cr(OH)₃ без изменения. Гидроксид калия реагирует с избытком углекислого газа с образованием гидрокарбоната калия

3. Гидроксид хрома (III) можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли хрома (III).

Например: бромид хрома (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида хрома (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

Хлорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства

4. Г идроксид хрома (III) разлагается при нагревании :

5. Под действием окислителей в щелочной среде переходит в хромат.

Гидроксид хрома (II)

Способы получения

1. Гидроксид хрома (II) можно получить действием раствора аммиака на соли хрома (II).

2. Гидроксид хрома (II) можно получить действием щелочи на соли хрома (II).

CrCl₂ + 2KOH → Cr(OH)₂↓ + 2KCl

Химические свойства

3. Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель.

Соли хрома

Соли хрома (II)

Все соли хрома (II) – сильные восстановители. В растворах окисляются даже кислородом воздуха.

Концентрированные кислоты-окислители (азотная и серная) также окисляют соединения хрома (II):

Соли хрома (III)

Хром с валентностью III образует два типа солей:

2CrCl₃ + 3Br₂ + 16KOH → 2K₂CrO₄ + 6KBr + 6KCl + 8H₂O

или сульфат хрома (III):

Пероксид водорода в присутствии щелочи также окисляет соли хрома (III):

Даже перманганат калия в щелочной среде окисляет соли хрома (III):

Комплексные соли хрома (III) также окисляются сильными окислителями в присутствии щелочей.

Оксид свинца (IV) также окисляет хромиты:

2. Соли хрома (III) в щелочной среде образуют гидроксид хрома (III), который сразу растворяется, образуя гидроксокомплекс.

2CrCl₃ + 6KOH → 2Cr(OH)₃ + 6KCl

3. Более активные металлы вытесняют хром (III) из солей.

Гидролиз солей хрома (III)

Растворимые соли хрома (III) и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: Cr 3+ + H₂O = CrOH 2+ + H +

II ступень: CrOH 2+ + H₂O = Cr(OH )₂ + + H +

Однако сульфиды, сульфиты, карбонаты хрома (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой в момент образования.

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Хромиты

Соли, в которых хром (III) входит в состав кислотного остатка (хромиты) — образуются из оксида хрома (III) при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

Для понимания свойств хромитов их удобно мысленно разделить на два отдельных вещества.

NaСrO₂ разделяем на Na₂O и Cr₂O₃

При этом очевидно, что хромиты реагируют с кислотами. При недостатке кислоты образуется гидроксид хрома (III):

NaCrO₂ + HCl _{(недостаток)} + H₂O → Cr(OH)₃ + NaCl

В избытке кислоты гидроксид хрома (III) не образуется:

NaCrO₂ + 4HCl _{(избыток)} → CrCl₃ + NaCl + 2H₂O

NaCrO₂ + 4HCl → CrCl₃ + NaCl + 2H₂O

Под действием избытка воды хромиты гидролизуются:

Соли хрома (VI)

Оксиду хрома ( VI ) соответствуют две кислоты – хромовая Н₂ CrO ₄ и дихромовая Н₂ Cr ₂ O ₇. Поэтому хром в степени окисления +6 образует два типа солей: хроматы и дихроматы.

1. Различить эти соли довольно легко: хроматы желтые, а дихроматы оранжевые. Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы устойчивы в кислой среде.

При добавлении к хроматам кислот они переходят в дихроматы.

И наоборот: дихроматы реагируют с щелочами с образованием хроматов.

Видеоопыт взаимных переходов хроматов и дихроматов при добавлении кислоты или щелочи можно посмотреть здесь.

2. Хроматы и дихроматы проявляют сильные окислительные свойства. При взаимодействии с восстановителями они восстанавливаются до соединений хрома (III).

В нейтральной среде хроматы и дихроматы восстанавливаются до гидроксида хрома (III).

Хромат калия окисляет сульфид аммония:

При взаимодействии с восстановителями в щелочной среде хроматы и дихроматы образуют комплексные соли.

Хромат натрия окисляет сернистый газ:

Хромат натрия окисляет сульфид натрия:

При взаимодействии с восстановителями в кислой среде хроматы и дихроматы образуют соли хрома (III).

Дихромат калия окисляет йодид калия, фосфид кальция, соединения железа (II), сернистый газ, концентрированную соляную кислоту:

Источник