Химические свойства хрома и его соединений в ЕГЭ по химии
Содержание
1. Металлический хром.
2. Оксиды хрома.
3. Гидроксиды хрома.
4. Хроматы и дихроматы.
5. Хроматы (III) или хромиты.
1. Металлический хром.
Хром в смеси с железом получают восстановлением хромистого железняка углем:
FeCr2O4 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO↑
Если нужен чистый хром, то можно использовать метод алюминотермии. Процесс заключается в восстановлении оксида хрома (III) алюминием:
Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr
Хром при нагревании реагирует с кислородом и галогенами, которые окисляют его до Cr+3.
4Cr + 3O2 → 2Cr2O3
2Cr + 3Cl2 → 2CrCl3
2Cr + 3Br2 → 2CrBr3
В ряду напряжений хром находится левее водорода, поэтому можно ожидать, что хром будет вытеснять водород из воды. Действительно, с парами воды такая реакция протекает:
2Cr + 3H2O ⇆ Cr2O3 + 3H2
Важно, что эта реакция обратима. Это, в свою очередь, означает, что процесс восстановления Cr2O3 до Cr плохо протекает, если в качестве восстановителя использовать водород.
Если брать кислоты-неокислители (соляная, разбавленная серная и т.д.), то хром в них хорошо растворяется, однако в отличие от кислорода и галогенов они окисляют хром до Cr+2. В ЕГЭ бывают задания на различение этих случаев.
Cr + H2SO4 (разб.) → CrSO4 + H2↑
Cr + 2HCl → CrCl2 + H2↑
Соли хрома (II) имеют ярко-синюю окраску. На воздухе они легко окисляются, поэтому при их получении поверх водного слоя, где протекает реакция, можно налить слой бензина.
Концентрированные серная и азотная кислоты на холоду с хромом не реагируют. Это свойство, наблюдаемое также у алюминия и железа, называется пассивацией. Более того, после такой пассивации (то есть выдерживания в азотной кислоте) хром не будет реагировать даже с соляной кислотой. Это свидетельствует о химической инертности поверхностного слоя хрома. Пассивированный слой можно убрать механически, например, поцарапав образец хрома. Важно отметить, что пассивация наблюдается только в холодных концентрированных растворах серной и азотной кислот. С горячими растворами реакция идет:
2Cr + 6H2SO4 (конц.) → Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O
Cr + 6HNO3 (конц.) → Cr(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O
Соли хрома (III) могут выступать в качестве окислителей, например, в реакции ниже:
2CrCl3 + Zn → 2CrCl2 + ZnCl2
Хром можно окислить до оксида хрома (III) при сплавлении с хлоратом или нитратом калия:
2Cr + KClO3 → Cr2O3 + KCl
2Cr + 3KNO3 → Cr2O3 + 3KNO2
2. Оксиды хрома.
Хром образует три оксида: CrO, Cr2O3 и CrO3. CrO проявляет преимущественно основные свойства, Cr2O3 амфотерные, а CrO3 кислотные.
Черные или красные кристаллы CrO можно получить, нагревая гидроксид хрома (II) без доступа воздуха:
Cr(OH)2 → CrO + H2O
CrO вступает в реакции, характерные для основных оксидов, а именно с кислотами и кислотными оксидами. При этом образуются соли хрома (II). Например:
CrO + 2HCl → CrCl2 + H2O
Амфотерный оксид Cr2O3 зеленого цвета можно получить либо сжиганием хрома, либо разложением гидроксида хрома (III):
2Cr(OH)3 → Cr2O3 + 3H2O
Еще нужно знать реакцию разложения дихромата аммония, также приводящую к образованию оксида хрома (III):
(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2↑ + 4H2O
Также см. выше реакции окисления металлического хрома хлоратом или нитратом калия при сплавлении.
Будучи амфотерным, оксид хрома (III) реагирует с кислотами и щелочами. Однако амфотерные свойства проявляются только при высокой температуре. В воде он не растворяется и в водных растворах с кислотами и щелочами не реагирует. Однако его можно сплавить с твердыми щелочами и карбонатами. Эти две реакции доказывают его кислотные свойства, в результате получаются хроматы (III) или, что то же самое, хромиты:
Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O↑
Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2↑
Если взять в качестве твердого окислителя хлорат калия или нитрат натрия, то в присутствии карбонатов при сплавлении Cr2O3 можно перевести в хромат с со степенью окисления хрома +6.
Cr2O3 + KClO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + KCl + 2CO2↑
Cr2O3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3 → 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2↑
Кислотный оксид хрома (VI) получают действием 96%-ной серной кислоты на дихромат калия при температурах порядка 80-90°С:
K2Cr2O7 + H2SO4 = 2KHSO4 + 2CrO3↓ + H2O
CrO3 растворяется, как и большинство кислотных оксидов, в воде, при этом в зависимости от условий могут получаться хромовая H2CrO4 или дихромовая кислота H2Cr2O7. Реакция с разбавленной щелочью дает соль хромовой кислоты – хромат:
CrO3 + 2NaOH → Na2CrO4 + H2O
3. Гидроксиды хрома.
Гидроксиды хрома (II) и хрома (III) имеют формулы соответственно Cr(OH)2 и Cr(OH)3, а вот гидроксиду хрома (VI) соответствует уже хромовая кислота.
Гидроксид хрома (II) легко получить по реакции ионного обмена, например:
CrCl2 + 2NaOH → Cr(OH)2↓ + 2NaCl
Осадок имеет желтый цвет. Если он имеет не компактный вид, а диспергирован в растворе, то при стоянии может окисляться на воздухе:
4Cr(OH)2 + 2H2O + O2 → 4Cr(OH)3
Гидроксид хрома (II) проявляет основные свойства и поэтому растворяется в кислотах:
Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O
Гидроксид хрома (III) имеет серо-голубую окраску в виде гидрата Cr(OH)3∙nH2O и серо-зеленую в индивидуальном виде. Его можно получить по реакции ионного обмена:
Cr2(SO4)3 + 6NaOH → 2Cr(OH)3↓ + 3Na2SO4
В эту реакцию важно брать разбавленную щелочь, потому что в концентрированной гидроксид хрома (III) может раствориться. Чтобы этого избежать, щелочь можно заменить на водный раствор аммиака:
Cr2(SO4)3 + 6NH3 + 6H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3(NH4)2SO4
В водном аммиаке Cr(OH)3 не растворяется.
Также это соединение можно получить в качестве продукта гидролиза несуществующих в водном растворе сульфида, сульфита и карбоната хрома (III):
2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Cr(OH)3↓ + 6NaCl + 3CO2↑
Гидроксид хрома (III) проявляет амфотерные свойства. Он растворяется в кислотах:
Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3H2O
2Cr(OH)3 + 3H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 6H2O
И в концентрированных щелочах:
Cr(OH)3 + NaOH → Na[Cr(OH)4]
Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3[Cr(OH)6]
И подобно Cr2O3 его также можно сплавить с щелочами с образованием хромитов:
Cr(OH)3 + NaOH → NaCrO2 + 2H2O
В окислительной щелочной среде гидроксид хрома (III) можно перевести в хромат. В качестве окислителей можно использовать бром или пероксид водорода:
2Cr(OH)3 + 3Br2 + 10KOH → 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O
2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4KOH → 2K2CrO4 + 8H2O
4. Хроматы и дихроматы.
Хромат-анион имеет формулу CrO42-, а дихромат-анион – Cr2O72-. Это кислотные остатки соответственно хромовой H2CrO4 и дихромовой кислот H2Cr2O7. Важно помнить, что хромат-анион существует только в щелочной среде, а дихромат – только в кислой. Поэтому подкисление растворов хроматов приводит к образованию дихроматов, что описывается ионным уравнением ниже:
2CrO42- + 2H+ = Cr2O72- + H2O
Соответственно если подщелачивать раствора дихромата, мы получим снова хромат:
Cr2O72- + 2OH- = 2CrO42- + H2O
Или можно записать в молекулярном виде:
2K2CrO4 + 2HCl → K2Cr2O7 + 2KCl
K2Cr2O7 + 2KOH → K2CrO4 + H2O
Оба процесса не являются окислительно-восстановительными, потому что степень окисления хрома сохраняется равной +6. Растворы хроматов имеют желтую окраску, а дихроматов – оранжевую. Поэтому переходы хроматов и дихроматов друг в друга в зависимости от кислотно-основных свойств среды входят в задание ЕГЭ на качественные реакции.
В хромате и дихромате степень окисления хрома равна +6, поэтому логично ожидать от них выраженных окислительных свойств. Действительно, если разбавленная соляная кислота вызывает переход хромата в дихромат, то концентрированная им окисляется:
2K2CrO4 + 16HCl → 2CrCl3 + 3Cl2↑ + 4KCl + 8H2O
Также хромат калия окисляет сероводород до серы:
2K2CrO4 + 3H2S + 2H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3S↓ + 4KOH
Дихромат в кислой среде окисляет KI, KBr, H2S, SO2, KNO2, FeSO4:
K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6KI → Cr2(SO4)3 + 3I2↓ + 4K2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6KBr → Cr2(SO4)3 + 3Br2 + 4K2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S → Cr2(SO4)3 + 3S↓ + K2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + H2SO4 + 3SO2 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3KNO2 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3KNO3 + 4H2O
K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6FeSO4 → Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
Дихромат проявляет окислительные свойства не только в растворе, но и в твердом виде. При сплавлении с серой протекает следующая реакция:
K2Cr2O7 + S → K2SO4 + Cr2O3
Также нужно знать реакцию разложения дихромата калия:
4K2Cr2O7 → 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2
О разложении дихромата аммония мы писали выше.
Раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте называют «хромовой смесью» или «хромпиком». Он способен окислять органические соединения, поэтому такую смесь применяют в лаборатории для очистки посуды, например, от жира.
5. Хроматы (III) или хромиты.
Хроматы (III) или хромиты образуются, например, при сплавлении Cr2O3 с щелочами или карбонатами. В курсе ЕГЭ могут встретиться хромит калия KCrO2 или хромит натрия NaCrO2. С ними нужно знать всего несколько реакций – это взаимодействие с водой, приводящее к гидролизу соли, и взаимодействие с минеральными кислотами, то есть кислотный гидролиз. Во всех этих случаях образуются соли хрома (III), и эти реакции не являются окислительно-восстановительными.
KCrO2 + 2H2O → Cr(OH)3↓ + KOH
2KCrO2 + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O
KCrO2 + 4HNO3 → Cr(NO3)3 + KNO3 + 2H2O
KCrO2 + 4HCl → CrCl3 + KCl + 2H2O
Хотите хорошо подготовиться к ЕГЭ по английскому или химии или изучать английский для себя? Запишитесь на занятия к автору сайта.
Занятия проходят онлайн, в удобном формате, в подходящее для Вас время.