Nh4 2cr2o7 naoh признак реакции

Содержание
  1. Соли хрома: химические свойства и получение
  2. Соли хрома
  3. Соли хрома (II)
  4. Соли хрома (III)
  5. Гидролиз солей хрома (III)
  6. Хромиты
  7. Соли хрома (VI)
  8. Соли аммония: получение и химические свойства
  9. Соли аммония
  10. Способы получения солей аммония
  11. Химические свойства солей аммония
  12. Лабораторная работа по химии на тему «Хром и его соединения»
  13. Хром. Химия хрома и его соединений
  14. Положение в периодической системе химических элементов
  15. Электронное строение атома хрома
  16. Физические свойства
  17. Нахождение в природе
  18. Способы получения
  19. Качественные реакции
  20. Химические свойства
  21. Оксид хрома (III)
  22. Способы получения
  23. Химические свойства
  24. Оксид хрома (II)
  25. Химические свойства
  26. Оксид хрома (VI)
  27. Способы получения
  28. Химические свойства
  29. Гидроксид хрома (III)
  30. Способы получения
  31. Химические свойства
  32. Гидроксид хрома (II)
  33. Способы получения
  34. Химические свойства
  35. Соли хрома
  36. Соли хрома (II)
  37. Соли хрома (III)
  38. Гидролиз солей хрома (III)
  39. Хромиты
  40. Соли хрома (VI)

Соли хрома: химические свойства и получение

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

Соли аммония: получение и химические свойства

Соли аммония

Способы получения солей аммония

2. Соли аммония также получают в обменных реакциях между солями аммония и другими солями.

Химические свойства солей аммония

NH4Cl ⇄ NH4 + + Cl –

Соли аммония реагируют с щелочами с образованием аммиака.

NH4Cl + KOH → KCl + NH3 + H2O

Взаимодействие с щелочами — качественная реакция на ионы аммония. Выделяющийся аммиак можно обнаружить по характерному резкому запаху и посинению лакмусовой бумажки.

Если соль содержит анион-окислитель, то разложение сопровождается изменением степени окисления атома азота иона аммония. Так протекает разложение нитрата, нитрита и дихромата аммония:

При температуре 250 – 300°C:

При температуре выше 300°C:

Разложение бихромата аммония («вулканчик»). Оранжевые кристаллы дихромата аммония под действием горящей лучинки бурно реагируют. Дихромат аммония – особенная соль, в ее составе – окислитель и восстановитель. Поэтому «внутри» этой соли может пройти окислительно-восстановительная реакция (внутримолекулярная ОВР):

Окислительхром (VI) превращается в хром (III), образуется зеленый оксид хрома. Восстановитель – азот, входящий в состав иона аммония, превращается в газообразный азот. Итак, дихромат аммония превращается в зеленый оксид хрома, газообразный азот и воду. Реакция начинается от горящей лучинки, но не прекращается, если лучинку убрать, а становится еще интенсивней, так как в процессе реакции выделяется теплота, и, начавшись от лучинки, процесс лавинообразно развивается. Оксид хрома (III) – очень твердое, тугоплавкое вещество зеленого цвета, его используют как абразив. Температура плавления – почти 2300 градусов. Оксид хрома – очень устойчивое вещество, не растворяется даже в кислотах. Благодаря устойчивости и интенсивной окраске окись хрома используется при изготовлении масляных красок.

Видеоопыт разложения дихромата аммония можно посмотреть здесь.

Источник

Лабораторная работа по химии на тему «Хром и его соединения»

Для дошкольников и учеников 1-11 классов

Рекордно низкий оргвзнос 25 Р.

Хром и его соединения

Цель работы : изучение методов получения и свойств соединений хрома; формирование навыков выполнения химического эксперимента.

Задание : экспериментально получить оксид и гидроксид хрома(III) и изучить их свойства; экспериментально изучить равновесие в растворах хроматов и дихроматов, роль среды в смещении этого равновесия; экспериментально изучить окислительно-восстановительные свойства соединений хрома.

Читайте также:  Какие признаки характерны для речного рака

А ) В фарфоровую чашку поместили горкой 2 грамма дихромата аммония, после чего к ее вершине прикоснулись зажженной лучиной. Наблюдался химический «вулкан», в ходе бурного разложения объем вещества значительно увеличился, изменился его цвет (с оранжевого на серо-зеленый) и структура. Образовался оксид хрома ( III ).

2 Cr +6 + 6 e = 2 Cr +3 1 1; Cr +6 – окислитель;

Б) К полученному порошку оксида хрома (III) раздельно прилили воду, серную и соляную кислоты, при этом во всех случаях видимые признаки реакции отсутствовали.

Можно сказать, что оксид хрома ( III ) – достаточно инертное соединение.

А ) В пробирку поместили 2 мл. раствора хлорида хрома (III) и добавили по каплям раствор гидроксида натрия, вследствие чего наблюдалось образование синевато-серого студенистого осадка гидроксида хрома ( III )

3NaOH + CrCl 3 = 3NaCl + Cr(OH) 3

Б ) Полученный осадок был разделен на две части. К одной из них был прилит избыток раствора гидроксида натрия, к другой – разбавленный раствор серной кислоты. В обоих случаях наблюдалось растворение гидроксида хрома, причем в первом случае раствор приобрел зеленый цвет, а во втором – синий.

2Cr(OH) 3 + 6H + + 3SO 4 2- = 2Cr 3+ + 3SO 4 2- + 6H 2 O

2 Cr ( OH ) 3 + 6 H + = 2 Cr 3+ + 6 H 2 O

Реагируя и с кислотами, и с щелочами, гидроксид хрома ( III ) проявляет амфотерные свойства.

А ) В пробирку поместили 2 мл. раствора хлорида хрома (III) и добавили несколько капель лакмуса.

Раствор окрасился в красный цвет, что говорит о кислом характере его среды. Хлорид хрома ( III ) – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуется по катиону, вследствие чего в растворе накапливаются ионы водорода, концентрация которых определяет окраску индикатора.

Первая стадия гидролиза

Cr 3+ + H 2 O ⇄ CrOH 2+ + H +

Вторая стадия гидролиза

Третья стадия гидролиза

Б ) В пробирку поместили 2 мл. раствора хлорида хрома (III) и добавили раствор сульфида натрия, вследствие чего наблюдалось образование осадка серо-синеватого цвета и выделение газа с характерным запахом разлагающегося белка. В водном растворе при взаимодействии соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, с солью, образованной щелочью и слабой кислотой, имеет место совместный гидролиз, проходящий полностью до образования газообразного сероводорода и выпадения осадка нерастворимого основания.

2Cr 3+ + 3S 2- + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 + 3H 2 S

Верность представленных рассуждений может быть подтверждена экспериментально, так, состав образовавшегося осадка был определен следующим образом.

2Cr(OH) 3 + 6H + + 3SO 4 2- = 2Cr 3+ + 3SO 4 2- + 6H 2 O

2 Cr ( OH ) 3 + 6 H + = 2 Cr 3+ + 6 H 2 O

При этом, если бы полученный осадок являлся сульфидом хрома ( III ), при взаимодействии с соляной кислотой имело бы место растворение осадка и выделение газа с характерным запахом – сероводорода, однако этого не наблюдалось.

Cr 2 S 3 + 6 H + = 2 Cr 3+ + 3 H 2 S

В ) Раствор гексагидроксохромата (III) натрия, полученный в опыте 2Б, прокипятили, вследствие чего наблюдали образование осадка серо-синеватого цвета – гидроксида хрома ( III ). Гексагидроксохромат ( III ) натрия – термически неустойчивое соединение, при нагревании разлагается

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

А ) В пробирку поместили 1 мл. раствора хлорида хрома ( III ) и прилили раствор гидроксида натрия, до растворение образующегося вначале осадка гидроксида хрома ( III )

Полученный раствор был разделен на две части. К одной из них было прилито 2 мл. раствора гидроксида натрия и 2 мл. бромной воды, вследствие чего наблюдалось обесцвечивание раствора и дальнейшее приобретение им желтой окраски.

К другой части было прилито 2 мл. раствора гидроксида натрия и 1 мл. раствора пероксида водорода, вследствие чего раствор переменил свой цвет с зеленого на желтый

Б ) В пробирку налили 3 мл. раствора хлорида хрома (III) и добавили 1 мл. раствора соляной кислоты. Раствор разделили на две пробирки. Одну оставили для контроля, в другую пробирку поместите 2 кусочка цинка, добавили 0,5 мл бензина, закрыли пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опустили в пробирку с водой. Наблюдалась перемена цвета раствора в пробирке с зеленого на светло-голубой и выделение бесцветного газа.

2 CrCl 3 + 3 Zn + 4 HCl = 2 CrCl 2 + 3 ZnCl 2 + 2 H 2

В зоне реакции проходит два окислительно-восстановительных процесса: с одной стороны в ходе взаимодействия цинка с кислотой восстанавливается водород,

2 H + + 2 e = H 2 0 2 1; H + – окислитель;

Zn 0 – 2 e = Zn +2 1; Zn 0 – восстановитель;

с другой стороны, образовавшийся атомарный водород восстанавливает Cr +3 до Cr +2

Cr +3 + e = Cr +2 2 2; Cr +3 – окислитель;

2 H 0 – 2 e = 2 H +1 1; H 0 – восстановитель.

Для эффективного проведения реакции необходимо изолировать зону ее проведения от кислорода воздуха, так как образующееся соединение хрома ( II ) может быть им окислено в соединение хрома ( III )

4 CrCl 2 + 4 HCl + O 2 = 4 CrCl 3 + 2 H 2 O

4 Cr 2+ + O 2 0 + 4 H + = 4 Cr 3+ + 2 H 2 O

4 CrCl 2 + 4 HCl + O 2 = 4 CrCl 3 + 2 H 2 O

Для этого в данном случае используется слой бензина, и газоотводная трубка опускается в воду.

В данном опыте хлорид хрома ( III ) проявляет окислительные свойства, хотя, на основании всех реакции опыта, можно сказать, что соединения хрома ( III ) проявляет окислительно-восстановительную двойственность. В окислительно-восстановительных процессах с участием соединений хрома ( III ) значение имеет среда (в кислой среде для соединений хрома ( III ) наиболее характерной является роль окислителя, в щелочной среде – роль восстановителя)

В пробирку поместили 3 мл. раствора хромата калия и добавили раствор серной кислоты, вследствие чего наблюдалась смена цвета раствора с желтого на оранжевый, при этом при добавлении к полученному раствору раствора щелочи окраска возвратилась в свое изначальное состояние.

Оранжевую окраску раствора обуславливает наличие в нем дихромат-ионов, желтую – хромат-ионов. В растворе между хромат- и дихромат-ионами устанавливается равновесие

Так что при добавлении в раствор кислоты равновесие смещается влево, и раствор становится оранжевым

4K + + 2CrO 4 2- + 2H + + SO 4 2- = 2K + + Cr 2 O 7 2- + 2K + + SO 4 2- + H 2 O

При добавлении в раствор щелочи, гидроксид-ионы связывают ионы водорода и равновесие смещается вправо – раствор приобретает желтый цвет

В одну пробирку поместили 2 мл. раствора хромата калия, а в другую – 2 мл. раствора дихромата калия, после чего в обе пробирки добавили раствор нитрата серебра, вследствие чего в обеих пробирках наблюдалось образование кирпично-красного кристаллического осадка хромата серебра.

Аналогичная ситуация имеет место в случае использования вместо нитрата серебра хлорида бария и нитрата свинца.

Читайте также:  Обществознание признаки любого государства

При использовании хлорида бария образуется желтый осадок хромата бария

При использовании нитрата свинца образуется желтый осадок хромата свинца

Б ) В пробирку поместили 2 мл. раствора дихромата калия, добавили 1 мл. раствора серной кислоты и 3 мл. раствора нитрита натрия. Смесь нагрели. Раствор переменил свой цвет с оранжевого на зеленый, который при остывании раствора сменился на сине-фиолетовый цвет.

Cr 2 +6 O 7 2- + 14H + + 6e = 2Cr +3 + 7H 2 O 6 1; Cr +6 – окислитель ;

Изменение цвета раствора с зеленого на сине-фиолетовый объясняется тем, что последним обладают растворы, характеризующиеся наличием в них гидратированных ионов хрома Cr 3+ ([ Cr ( H 2 O )] 3+ ), которые разрушаются при нагревании, вследствие чего раствор соли принимает другой цвет.

Б ) В пробирку поместили 2 мл. раствора дихромата калия, добавили 1 мл. раствора серной кислоты и 3 мл. раствора сульфита натрия. Раствор переменил свой цвет с оранжевого на сине-фиолетовый.

Cr 2 +6 O 7 2- + 14 H + + 6 e = 2 Cr +3 + 7 H 2 O 6 1; Cr +6 – окислитель;

Cr 2 O 7 2- + 14H + + 3SO 3 2- + 3H 2 O = 3SO 4 2- + 6H + + 2Cr 3+ + 7H 2 O;

Осадок был разделен на две части, которые были помещены в две пробирки. В одну из них был добавлен раствор соляной кислоты, в другую – раствор щелочи. При этом наблюдались изменения, аналогичные описанным в опыте 2Б при взаимодействии растворов соляной кислоты и гидроксида натрия с гидроксидом хрома ( III ): в первом случае наблюдалось растворение осадка и окрашивание раствора в синий цвет, во втором- растворение осадка и окрашивание раствора в зеленый цвет

2Cr(OH) 3 + 6H + + 3SO 4 2- = 2Cr 3+ + 3SO 4 2- + 6H 2 O

2 Cr ( OH ) 3 + 6 H + = 2 Cr 3+ + 6 H 2 O

Таким образом было доказано, что полученный осадок – гидроксид хрома ( III ).

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 + 2H2OCr(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:

Читайте также:  Признаки алкогольного делирия имеют проявление

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