Хрома сульфаты

Большая Энциклопедия Нефти и Газа. Сульфат хрома

ХромСульфат хрома

    Опыт 14. Взаимодействие растворов соединений, взаимно усиливающих гидролиз друг друга. К раствору хлорида или сульфата алюминия прибавьте по каплям раствор карбоната натрия до образования осадка. Затем проделайте опыт, взяв растворы хлорида или сульфата хрома (П1) и сульфида аммония. [c.35]

    При этом образуется вулканообразный конус объемистого аморфного оксида хрома (III) зеленого цвета. Изменение степени окисления хрома в растворе сопровождается изменением окраски, что позволяет аналитически определить концентрацию хрома путем добавления раствора восстановителя известной концентрации.

Соединения хрома (III) похожи на аналогичные соединения железа (особенно растворимые соли). Сульфат хрома (III) образует квасцы (как алюминий и железо). Хромокалиевые квасцы окраше-.чы в темно-фиолетовый цвет. Соединения хрома (II) — сильные восстановители и неустойчивы в присутствии влаги и воздуха (ср.

со свойствами железа (II), с. 157). [c.155]

    Сульфат хрома, гидрат [c.39]

    Полученный сульфат хрома можно окислить (электролитически/ в хромат, который можно также использовать как агент окисления. [c.138]

    При действии сульфида аммония на раствор Сг2 (804)3 объемом 50 мл образовался осадок гидроксида хрома (III) массой 0,31 г. Определите молярную концентрацию сульфата хрома (III). [c.120]

    Выполнение работы. В пробирку с растворами сульфата хрома [c.145]

    К 5—7 каплям раствора сульфата хрома (III), подкисленного разбавленной серной кислотой, добавьте 1—2 капли раствора нитрата серебра (катализатор), нагрейте пробирку и внесите несколько кристаллов пероксодисуль-фата аммония или калия и опять нагрейте. Наблюдаемый переход зеленой окраски соли хрома (III) в оранжевую обусловлен окислением последнего  [c.138]

    Например, в случае сульфата хрома в зависимости от температуры, pH, концентрации образуются следующие продукты  [c.561]

    В электролиты, предназначенные для приготовления пасты, добавляют 3—5 г/л сулемы, а иногда небольшое количество сульфата хрома (П1). В присутствии сулемы повышается коррозионная стойкость цинка вследствие амальгамирования внутренней поверхности электрода ртутью, выделяющейся по реакции [c.34]

    Сульфат хрома-ка-лии (хромокалиевые квасцы), гидрат [c.39]

    Приборы и реактивы. Асбестовая сетка. Тигель. Пинцет. Ланцет или нож. Паяльная трубка. Молоток. Цилиндр (высота 10—15 см). Чугунная или железная плита. Капиллярная пипетка. Кусок угля (не меньше 5X5 см). Оксид свинца (11). Цинк (гранулированный). Свинец. Диоксид свинца. Сурик. Припой Иодокрахмальная бумага. Крахмальный клейстер.

Растворы сероводородной воды, хлороводородной кислоты (4 н., 2 н., плотность 1,19 г/см ), азотной кислоты (2 н., плотность 1,4 г/см ), серной кислоты (2 н., плотность 1,84 г/см ), едкого натра (2 и., 40%-ный), нитрата или ацетата свинца (0,5 н.), иодида калня (0,1 н.), пероксида водорода (3%-ный), карбоната натрия (0,5 и.), сульфата натрия (0,5 н.

), сульфата марганца (0,5 н.), сульфата хрома (0,5 н.). [c.175]

    Вычислить число молекул воды в молекуле кристаллогидрата сульфата хрома, если из его навески 0,8500 г получили 0,1803 г СгаОз. [c.78]

    Внести в пробирку по 2—3 капли сульфата хрома (III) и сульфата калия и добавить к ним 1—2 капли йодной воды. Происходит ли окисление хрома (III) иодом, которое должно сопровождаться обесцвечиванием иода  [c.113]

    Выполнение работы. В пробирку с раствором КгСгаО, (2—3 капли) добавить 1—2 капли 2 н. серной кислоты и 1 каплю раствора Hg(NOз)2 в качестве катализатора. Пропускать СО в приготовленный раствор до изменения его окраски. Написать уравнение реакции восстановления дихромата калия до сульфата хрома (И1). В какое соединение окислился оксид углерода (II)  [c.166]

    Выполнение работы. В пробирку с диоксидом свинца (из опыта 6) добавить 10 капель 40 %-ного раствора едкого натра. Пробирку нагреть на водяной бане или закрепить в штативе и осторожно нагреть на горелке. В горячий раствор внести 1 каплю раствора сульфата хрома и снова нагреть пробирку. Отметить появление желтой окраски раствора, характерной для иона СгО . [c.179]

    Приборы и реактивы. Водяная баня. Штатив. Стеклянные палочки. Платиновая проволочка. Фарфоровая палочка. Борная кислота. Бура. Магний (лента или порошок). Нитрат кобальта кристаллический, порошок. Сульфат хрома.

Лакмус (нейтральный раствор). Универсальный индикатор. Бумага лакмусовая синяя. Метиловый спирт. Глицерин. Растворы серной кислоты (плотность 1,84 г/см ), нитрата серебра (0,1 н.), сульфата меди (0,5 н.), сульфата алюминия (0,5 н.

), [c.182]

    Опыт 1. Налейте в коническую пробирку 5—6 капель раствора хлорида или сульфата хрома (III) и прибавьте по каплям раствор карбоната натрия до образования осадка малорастворимого соединения. [c.73]

    Выполнение работы. Повторить предыдущий опыт, заменив нитрат кобальта сульфатом хрома. [c.185]

    Запись данных опыта. Написать уравнение реакций разложения тетрабората натрия и взаимодействия оксида бора с сульфатом хрома. [c.185]

    Написать общее уравнение реакции взаимодействия сульфата хрома с бурой. Очистить проволочку, как указано выше. [c.185]

    Какие продукты практически получаются при гидролизе сульфата и сульфида хрома (П1) в разбавленных водных растворах при комнатной температуре. Написать уравнения соотвествующих реакций. Что следует добавить в раствор сульфата хрома, чтобы ослабить гидролиз этой соли  [c.228]

    Выполнение работы. Испытать действие сульфата хрома (III) на лакмус, для чего в пробирку с 3—5 каплями раствора нейтрального лакмуса прибавить несколько кристалликов сульфата хрома до изменения окраски лакмуса.  [c.231]

    Выполнение работы. К 2—3 каплям раствора сульфата хрома (П1) прибавлять по каплям карбонат натрия до образования осадка Сг(ОН)з. Отметить выделение газа. [c.231]

    Запись данных опыта. Почему не получился карбонат хрома (И1) Какой выделялся газ Написать молекулярное и ионное уравнения реакции. Какая форма гидролиза сульфата хрома (HI) имела место в данной реакции  [c.231]

    Запись данных опыта. Написать в молекулярной и ионной форме уравнение реакции гидролиза хромита калия. Указать, какое значение в этом опыте имеет нагревание. Какая соль гидролизуется сильнее сульфат хрома или хромит калия  [c.231]

    Приборы и реактивы. Тигелек. Асбестовая сетка. Железная проволока. Водяная баня. Фарфоровые тигли. Хром. Дихромат аммония. Дихромат калия. Хлорид хрома ( II). Феррохром. Нитрат калия. Карбонат калия. Пиросульфат калия. Диэтиловый эфир. Сероводородная вода. Лакмус (нейтральный). Рас-твмы сульфата хрома (111) или хромовых квасцов (0,5 и.

) хромата калия (0,5 н.) дихромата калия (0,5 и.) серной кислоты (2н.) азотной кислоты (плотность 1,2 г/см ) хлороводородной кислоты (6 п. плотность 1,19 г/см ) едкого натра (2 н.) карбоната натрия (0,5 н.) сульфида аммония (0.5 и.) нитрата свинца (II) (0,5 н.) нитрата серебра (0,1 н.) хлорида бария (0,5 н.у, иодида калия (0,5 н.

) пероксида водорода (3%-ный). [c.229]

    Оксид хрома (III) в данной задаче образуется из сульфата хрома [c.144]

    Как доказать, что сульфат хрома содержит ион Сг и является солью серной кислоты  [c.125]

    Оксид хрома (И ) СГ2О3 — темно-зеленый порошок, а в кристаллическом состоянии — черный с металлическим блеском. Структура СГ2О3 соответствует октаэдро-тетраэдрической координации атомов (структура типа a-A Oj, см. рис. 72).

Оксид хрома (HI) тугоплавок (т. пл. 2265 С), химически инертен. В воде, кислотах и щелочах не растворяется. Его амфотерная природа проявляется при сплавлении с соответствующими соединениями.

Так, при сплавлении СГ2О3 с дисульфатом калия образуется сульфат хрома (HI)  [c.558]

    Р. И. Агладзе разработан также метод получения хромоаммонийных квасцов из феррохрома. В этом случае анодное растворение феррохрома ведут в оборотных сульфатных растворах ъ присутствии избытка аммиака с образованием бихромата аммония и гидрата окиси железа (в осадке).

После фильтрации полученный раствор восстанавливают древесными опилками в присутствии Н2504 до полного перехода бихромата аммония в сульфат хрома направляют на кристаллизацию для получения хромоаммовийных квасцов, Последние используют для получения растворов, питающих ванны электролиза.

 [c.541]

    Технико-экономические показатели говорят за применение электролиза растворов сульфата хрома. Однако еустойчивость режима электролиза, а главное высокое содержание примесей азота и кислорода В хроме, осажденном из сульфатных растворов, ограничивает их применение. Чистый электролитический хром получают из растворов хромовой кислоты. [c.541]

    Опыт 5, Окислительные свойства персульфатов, В пробирку с 2—3 каплями раствора сульфата хрома (П1) внести 4—5 капель разбавленной серной кислоты, 2 капли катализатора — раствора нитрата серебра.

Нагреть, В горячий раствор прибавить 5—6 капель раствора NazSsOs и продолжать нагревание до изменения зеленого цвета раствора на оранжевый.

Составить электронные уравнения й расставить коэффициенты в уравнении реакции  [c.84]

    Запись данных опыта. Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что дихромат калия, восстанавливаясь, пере-,ходит в сульфат хрома (III). Как изменялась при этом степенй окисления соответствующих галогенов Что при этом наблюдалось  [c.135]

    В опытах вместо сульфата хрома можно пользоваться хромовокалиевыми квасцами КСг(304)2 12Н2О. При составлении уравнений реакций вместо формулы квасцов можно писать формулу сульфата хрома Сг2(504)з. Почему  [c.230]

    Приборы и реактивы. Микроскоп. Платиновая проволочка, впаянная в стеклянную палочку. Стеклянная призма с раствором синего индиго. Тигель. Пинцет. Треугольник фарфоровый. Натрий. Пероксид натрия. Карбонат натрия. Гидро-адрбонат ])атрия. Сульфат хрома. Хлорид калия. Лакмус (нейтральный). Фенолфталеин.

Растворы перманганата калия (0,05 н.) гексагидроксостибата (V ) калия (насыщенный) хлорид калия (насыщенный) хлорида натрия (насыщенный) сульфата лития (насыщенный) карбоната натрия (насыщенный).

Специальный реактив на ион К [приготовляют растворением 2 г NaNOj, 0,9 г, Сн(СНдС00)2, 1,7 г РЬ(СНзСОО)г, и 0,2 мл 30%-ного раствора уксусной киг-лоты в 1,5 мл воды]. [c.264]

    Выполнение работы. Внести в тигель 3 микрошпателя пероксида натрия, 2 микрошпателя соды и немного (на кончике микро-шпателя) растертого в порошок сульфата хрома. Смесь тщательно перемешать стеклянной палочкой, поставить тигель в треугольник и нагреть его пламенем горелки до сплавления смеси.

Охладить тигель на воздухе, добавить в него 8—10 капель дистиллированной воды, перемешать стеклянной палочкой содержимое тигля, дать смеси отстояться и перелить раствор в пробирку. Отметить цвет образовавшегося хромата натрия Na2 r04.

Написать уравнение реакции взаимодействия пероксида натрия с сульфатом хрома в присутствии Ыа СОз, учитывая, что при этом выделяется диоксид углерода. [c.264]

    Образовавшаяся соль в /растворе, подкислевном серной кислотой, iMo-жет перевести 26,2 г дихромата яатрия в соль сульфата хрома (III). Рассчитайте объем сожженного сероводорода. [c.26]

    Уравнивают ионы металла, не изменяющие своей степени окис.пения, а участвующие лишь в связывании анионов среды. В данном примере такими ионалн являются ионы К+, входившие в состав дихро.мата кали .

После перехода хрома в состав молекулы сульфата хрома они остались несвязанными. За счет среды реакции — серной кислоты они объединяются с сульфат-ионами.

Поэтому для уравнивания этих ионов калия переписываем их в правую часть уравнершя в составе новой молекулы сульфата калия  [c.264]

Сульфат хрома(III)-калия — это… Что такое Сульфат хрома(III)-калия?

Сульфат хрома(III)-калия — неорганическое соединение, соль металлов калия и хрома и серной кислоты с формулой KСr(SO4)2, красные кристаллы, растворимые в воде, образует кристаллогидраты — хромокалиевые квасцы.

Физические свойства

Сульфат хрома(III)-калия образует красные кристаллы тригональной сингонии, пространственная группа P 32, параметры ячейки a = 0,4737 нм, c = 0,8030 нм, Z = 1.

Образует кристаллогидраты состава KСr(SO4)2•n h3O, где n = 1, 2, 6 и 12.

Наиболее изучен кристаллогидрат KСr(SO4)2•12h3O — хромокалиевые квасцы, тёмно-фиолетовые кристаллы кубической сингонии, пространственная группа P a3, параметры ячейки a = 1,2200 нм, Z = 4.

При нагревании выше 78°С переходят в зелёную модификацию.

Химические свойства

• Безводную соль получают сушкой кристаллогидрата при нагревании:
• Разлагается при нагревании:
• В горячей воде подвергается медленному гидролизу:

Применение

• При дублении кожи и как протрава в текстильной промышленности.

Литература

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.

Хром и его соединения

Кларк в земной коре 3,5-1% по массе. Основная хромовая руда — FeO • Cr2O3 (хромистый железняк). Был открыт в составе руды РbСrO4(крокоит). Хром в переводе с греч. означает «цвет, краска» (многие природные и синтетические соединения Сr имеют яркую разнообразную окраску).

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

50Cr (4.35 %)

52Cr (83,79 %)

53Cr (9.50 %)

54Cr (2.36 %)

ЭО 1,6

E°Cr0/Cr3+ -0,74 В

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

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

Некоторые важнейшие соединения хрома

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

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

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

Химические свойства

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

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

1. Взаимодействие с O2

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

4Сr + 3O2 = 2Сr2O3

При осторожном окислении амальгамированного хрома образуется низший оксид CrO.

2. Взаимодействие с другими неметаллами

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

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

Cr + S = CrS

CrCl3 и CrS — ионные соединения.

2Cr + N2 = 2CrN

Cr + C → CrxCy

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

3. Взаимодействие с разбавленными растворами HCl и H2SO4

Сr + 2HCl = СrСl2 + Н2↑

Сr + H2SO4 = CrSO4 + Н2↑

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

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

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

Сr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O

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

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

5. Вытеснение малоактивных Me из водных р-ров солей

Сr + CuSO4 = CrSO4 + Сu

Сr + Pb(NO3)2 = Cr(NO3)2 + Pb

6. Взаимодействие с солями, разлагающимися с образованием кислорода

2Сr + KIO3 = Сr2O3 + KCl

2Сr + 3NaNO3 = Сr2O3 + 3NaNO2

Соединения Cr (II)

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

Способы получения

1) медленное окисление хрома, растворенного в ртути

2Сr + O2 = 2СrO

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

Сr(ОН)2 = СrO + H2O

Химические свойства

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

3СrО = Сr + Сr2O3

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

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

Получают обменными реакциями из солей Сr2+:

CrCl2 + 2NaOH = Сr(ОН)2 + 2NaCl

Соли Сr2+

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

Способы получения:

1. Сr + неметалл (S, Hal2)

Сr + 2HCl(r) = CrCl2 + Н2

2. Восстановление солей Сr3+:

2СrСl3 + Н2 = 2CrCl2 + 2HCl

Соединения Сr(III)

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

Сr(ОН)3 — гидроксид хрома (III)

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

СrСl3 + 3NaOH = Сr(ОН)3 + 3NaCl

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

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

Соли Cr3+

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

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

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

Сr2O3 + МеО = Ме(СrO2)2 метахромиты

В водных растворах хромиты существуют в виде гидроксокомплексов.

CrO3 — оксид хрома (VII) триоксид хрома, хромовый ангидрид

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

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

Примеры ОВР с участием дихроматов в качестве окислителей

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Сплавление:

Na2Cr2O7 + 2C = Cr2O3 + Na2CO3 + CO↑

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

Хром — общая характеристика элемента, химические свойства хрома и его соединений

Хром — элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром— твёрдый металл голубовато-белого цвета.

Химические свойства хрома

При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.

4Cr + 3O2  –t°  →2Cr2O3

2Cr + 3Cl2  –t°→  2CrCl3

2Cr + N2  –t°→  2CrN

2Cr + 3S   –t°→  Cr2S3

В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H2SO4)

В отсутствии воздуха образуются соли Cr2+, а на воздухе – соли Cr3+.

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2

2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H2

Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассивность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей.

 Соединения хрома

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O

Соединения хрома (II) — сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl2 + 2HCl → 2CrCl3 + H2

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Cr(OH)3 

Оксид хрома (III) Cr2O3 – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH)3  –t°→  Cr2O3 + 3H2O

4K2Cr2O7  –t°→  2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2

(NH4)2Cr2O7  –t°→  Cr2O3 + N2+ 4H2O (реакция «вулканчик»)

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O

Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

Cr2O3 + 4KOH + KClO3 → 2K2CrO4+ KCl + 2H2O

Гидроксид хрома (III) Сr(ОН)3 . Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид СrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо-голубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака.

Обладает амфотерными свойствами — растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 6H2O                                 Сr(ОН)3 + ЗН+ = Сr3+ + 3H2O

Cr(OH)3 + KOH → K[Cr(OH)4] ,                                                Сr(ОН)3 + ЗОН— (конц.) = [Сr(ОН)6]3-

Cr(OH)3 + KOH → KCrO2+2H2O                                 Сr(ОН)3 + МОН = МСrO2(зел.) + 2Н2O       (300—400 °С, М = Li, Na)

Сr(ОН)3 →(120oC –H2O) СrO(ОН) →(430-10000С –H2O) Cr2O3

2Сr(ОН)3 + 4NаОН(конц.) + ЗН2O2(конц.) =2Na2СrO4 + 8Н20

Получение: осаждение гидратом аммиака из раствора солей хрома(Ш):

Сr3+ + 3(NH3 Н2O) = Сr(ОН)3↓ + ЗNН4+

Cr2(SO4)3 + 6NaOH → 2Cr(OH)3 ↓+ 3Na2SO4 (в избытке щелочи — осадок растворяется)

Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия.

Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:

Zn + 2Cr+3Cl3 → 2Cr+2Cl2 + ZnCl2

2Cr+3Cl3 + 16NaOH + 3Br2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H2O + 2Na2Cr+6O4

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO3 — ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия и H2SO4(конц.).

K2CrO4 + H2SO4 → CrO3 + K2SO4 + H2O

K2Cr2O7 + H2SO4 → 2CrO3 + K2SO4 + H2O

CrO3 — кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO42-:

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:

2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K2Cr2O7 + 2KOH → 2K2CrO4 + H2O

Дихромат калия – окислитель в кислой среде:

К2Сr2O7 + 4H2SO4 + 3Na2SO3 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3NaNO2 = Cr2(SO4)3 + 3NaNO3 + K2SO4 + 4H2O

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

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

Хромат калия К2 CrО4. Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая окраска раствора отвечает иону СrO42-), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К2Cr2O7. Окислитель (более слабый, чем К2Cr2O7). Вступает в реакции ионного обмена.

     Качественная реакция на ион  CrO42- — выпадение желтого осадка хромата бария, разлагающегося в сильнокислотной среде. Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, селективный окислитель, реактив в аналитической химии.

Уравнения важнейших реакций:

2K2CrO4+H2 SO4(30%)=K2Cr2O7 +K2SO4 +H2O

2K2CrO4(т)+16HCl(конц.,гор.) =2CrCl3+3Cl2↑+8H2O+4KCl

2K2CrO4+2H2O+3H2S=2Cr(OH)3↓+3S↓+4KOH

2K2CrO4+8H2O+3K2S=2K[Сr(ОН)6]+3S↓+4KOH

2K2CrO4+2AgNO3=KNO3+Ag2CrO4(красн.)↓

Качественная реакция:

К2СгO4 + ВаСl2 = 2КСl + ВаCrO4↓

2ВаСrO4(т)+ 2НСl (разб.) = ВаСr2O7(p)+ ВаС12 + Н2O

Получение: спекание хромита с поташом на воздухе:

4(Сr2Fe‖‖)O4 + 8К2CO3 + 7O2 = 8К2СrO4 + 2Fе2O3 + 8СO2 (1000 °С)

Дихромат калия K2Cr2O7 .  Оксосоль. Техническое название хромпик. Оранжево-красный, негигроскопичный.

Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде  (оранжевая окраска раствора отвечает иону Сr2O72- ). В щелочной среде образует К2CrO4 . Типичный окислитель в растворе и при сплавлении.

Вступает в реакции ионного обмена.

     Качественные реакции — синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н2O2 , синее окрашивание водного раствора при действии атомарного водорода.

Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, компонент пиротехнических составов, реагент в аналитической химии, ингибитор коррозии металлов, в смеси с Н2SO4 (конц.) — для мытья химической посуды.

Уравнения важнейших реакций:

4К2Cr2O7=4K2CrO4+2Cr2O3+3O2  (500-600o C)

K2Cr2O7(т)+14HCl (конц) =2CrCl3+3Cl2↑+7H2O+2KCl  (кипячение)

K2Cr2O7(т)+2H2SO4(96%) ⇌2KHSO4+2CrO3+H2O   (“хромовая смесь”)

K2Cr2O7+KOH (конц ) =H2O+2K2CrO4

Cr2O72- +14H+ +6I— =2Cr3+ +3I2↓+7H2O

Cr2O72- +2H+ +3SO2(г)=2Cr3+ +3SO42- +H2O

Cr2O72- +H2O +3H2S(г)=3S↓+2OH— +2Cr2(OH)3↓

Cr2O72- (конц )+2Ag+(разб.) =Ag2Cr2O7 (т. красный)↓

Cr2O72- (разб.) +H2O +Pb2+=2H+ + 2PbCrO4 (красный)↓

K2Cr2O7(т) +6HCl+8H0(Zn)=2CrCl2(син)+7H2O+2KCl

Получение: обработка К2СrO4  серной кислотой:

2К2СrO4 + Н2SO4 (30%) = К2Cr2O7 + К2SO4 + Н2O