Соединения хрома (II)
CrO – оксид хрома(II), Cr(OH)2 – гидроксид хрома(II).
CrO – кристаллы черного цвета, Cr(OH)2 - осадок желтого цвета.
Соединения обладают основными свойствами, при растворении в кислотах образуют соли голубого цвета. Все соединения хрома(II) – сильные восстановители, уже кислородом воздуха окисляются до соединений хрома(III):
4Cr+2O + O20 = 2Cr2+3O3-2
4Cr+2(OH)2 + O20+ 2H2O = 4Cr+3(O-2H)3↓
4Cr+2Cl2 + 4 HCl + O20= 4 Cr+3Cl3 + 2H2O-2
4 Cr+2 - 1e → Cr+3 - окисление
восстановитель
1 O20 + 4e → 2O-2 - восстановление
окислитель
Соединения хрома (III)
Cr2O3 – оксид хрома(III), Cr(OH)3 – гидроксид хрома(III).
Cr2O3 – тугоплавкий порошок темно – зеленого цвета, по твердости близок к корунду. Cr(OH)3 – студнеобразный осадок серо – зеленого цвета.
Cоединения обладают амфотерными свойствами.
Получение Cr2O3 в лаборатории – термическое разложение дихромата аммония:
t
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2↑ + 4H2O
В промышленности получают восстановлением дихромата калия углеродом (коксом) или серой: t
2K2Cr2O7 + 3C = 2Cr2O3 + 2K2CO3 + CO2↑
t
K2Cr2O7 + S = Cr2O3 + K2SO4
При обычных условиях оксид хрома(III) не взаимодействует с растворами кислот и щелочей.
Восстановительные свойства:
Будучи соединением хрома в промежуточной степени окисления, Cr2O3 в присутствии сильного окислителя (в щелочной среде) окисляется до хромата:
t
Cr2+3O3 + 3KN+5O3 + 2Na2CO3 → 2Na2Cr+6O4 + 3KN+3O2 + 2CO2
сплавление
2 Cr+3 - 3е → Сr+6 - окисление
восстановитель
3 N+5 + 2e → N+3 - восстановление
окислитель
В кислой среде оксид хрома (III) окисляется до дихромовой кислоты:
5Cr2+3O3 + 3H2SO4 (разб) + 2H2O + 6NaBr+5O3 = 5H2Cr2+6O7 + 3Br20 + 3Na2SO4
5 2Cr+3 - 6e → 2Cr+6 - окисление
восстановитель
3 2Br+5 + 10e → Br20 - восстановление
окислитель
Окислительные свойства:
Сильные восстановители восстанавливают оксид хрома(III):
Cr2+3O3 + 2Al0 = 2Cr0 + Al2+3O3
1 2Cr+3 + 6e → 2Cr0 - восстановление
окислитель
2 Al0 - 3e → Al+3 - окисление
восстановитель
Оксид хрома(III) – не растворимый в воде оксид, поэтому гидроксид хрома(III) получают действием растворов щелочей на растворы солей хрома(III):
CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3 ↓+ 3NaCl
Гидроксид хрома (III) обладая амфотерными свойствами, в отличие от оксида хрома (III) легко растворяется как в кислотах, так и в щелочах:
2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
Гидроксид хрома (III) в щелочной среде в присутствии окислителя окисляется до хромата:
2Cr+3(OH)3 + 4NaOH(конц) + 3H2O2-1(конц) = 2Na2Cr+6O4 + 8H2O-2
2 Cr+3 - 3e → Cr+6 - окисление
восстановитель
3 2O-1 +2e → 2O-2 - восстановление
окислитель
Cr2(SO4)3 в присутствии окислителя в щелочной среде окисляется до хромата CrO42-:
Cr2+3(SO4)3 + 10NaOH(конц) + 3H2O2-1(конц) = 2Na2Cr+6O4 + H2O-2+ Na2SO4
2 Cr+3 - 3e → Cr+6 - окисление
восстановитель
3 2O-1 +2e → 2O-2 - восстановление
окислитель
Соединения хрома(III) могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
Окислительные свойства:
Cr2(SO4)3 в присутствии восстановителя (в кислой среде) восстанавливается до СrSO4:
Cr2+3(SO4)3 + 2H0 (Zn, H2SO4(разб)) = 2Сr+2SO4 + H2+1SO4
2 Cr+3 +1e → Сr+2 - восстановление
окислитель
1 2H0 - 2e → 2H+1 - окисление
восстановитель
Восстановительные свойства:
Cr2(SO4)3 в присутствии окислителя в щелочной среде окисляется до хромата CrO42-:
Cr2+3(SO4)3 + 10NaOH(конц) + 3H2O2-1(конц) = 2Na2Cr+6O4 + H2O-2+ Na2SO4
2 Cr+3 - 3e → Cr+6 - окисление
восстановитель
3 2O-1 +2e → 2O-2 - восстановление
окислитель
2Na3[Cr+3(OH)6] + 4NaOH + 3Br20 = 2Na2Cr+6O4 + 8H2O + 6NaBr-1
2 Cr+3 - 3e → Cr+6 - окисление
восстановитель
3 Br20 +2e → 2Br - восстановление
окислитель
Соединения хрома (VI)
CrO3 – оксид хрома(VI) – кристаллы красного цвета, ядовит. По химическим свойствам является кислотным оксидом, поэтому при растворении в воде образуется смесь двух кислот: хромовой – H2CrO4 и дихромовой – H2Cr2O7.
Эти кислоты – неустойчивые, существуют только в водных растворах. Соли хромовой кислоты – хроматы, имеют желтый цвет. Соли дихромовой кислоты – дихроматы, имеют ярко – оранжевый цвет. Хроматы устойчивы в щелочном растворе, дихроматы – в кислом.
Превращение хромата в дихромат выражается уравнением:
кислая среда
2CrO42- + 2H+ Cr2O72- + H2O
щелочная среда
Хроматы – устойчивы при нагревании, дихроматы – разлагаются:
4K2Cr2O7 = 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2↑
Соединения хрома (VI) – сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III), продукт восстановления в различных средах можно представить схематично:
H2O
Cr+3(OH)3 ↓ – серо–зеленый осадок
K2Cr+6O4(CrO42- ) ОН-
K2Cr2 O7 (Cr2O72- ) [Cr(OH)6]3- - раствор изумрудно–зеленого
цвета
Н+
Cr3+ - раствор сине –фиолетового цвета
Например:
В кислой среде:
K2Cr2+6O7 + 7H2SO4(разб) + 6KI- = Cr2+3(SO4)3 + 4K2SO4 + 3I20 + 7H2O
1 2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 - восстановление
окислитель
3 2I- - 2e → I20 - окисление
восстановитель
В щелочной среде:
2K2Cr+6O4 + 3(NH4)2S-2 + 2KOH + 2H2O = 2K3[Cr+3(OH)6] + 3S0↓ + 6NH3↑
2 Cr+6 + 3e → Cr+3 - восстановление
окислитель
3 S-2 - 2e → S0 - окисление
восстановитель
В нейтральной среде:
2K2Cr+6O4 + 3(NH4)2S-2 + 2H2O = 2Cr+3(OH)3↓ + 3S0↓ + 6NH3↑ + 4KOH
2 Cr+6 + 3e → Cr+3 - восстановление
окислитель
3 S-2 - 2e → S0 - окисление
восстановитель
Окислительно – восстановительные свойства пероксида водорода в различных средах
Пероксид водорода Н2О2 может проявлять как свойства окислителя, так и свойства восстановителя, т. к. степень окисления кислорода имеет промежуточную степень окисления -1.
Очень важно учитывать, в какой среде проводится ОВР, если в ней участвует пероксид водорода.
Таблица №3. Окислительные свойства пероксида водорода
Среда | Окисление Н2О2 ( Н2О2 - восстановитель) | Восстановление Н2О2 ( Н2О2 - окислитель) |
|
Кислая |
Н2О2 - 2е → О2 + 2Н+ |
Н2О2 + 2Н+ + 2е → 2Н2О |
|
Щелочная |
Н2О2 + 2ОН - → О2 + 2Н2О |
Н2О2 + 2е → 2ОН- |
|
Нейтральная |
Н2О2 - 2е → О2 + 2Н+ |
Н2О2 + 2е → 2ОН- |
Например:
Н2О2 как восстановитель выступает при взаимодействии с очень сильными окислителями:
5Н2О2-1 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4 = 5O20+ 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O
5 2О-1 -2e → O20 - окисление
восстановитель
2 Mn+7 +5е → Mn+2 - восстановление
окислитель
Н2О2-1 + Cl20 = O20 + 2HCl -
1 2О-1 -2e → O20 - окисление
восстановитель
1 Cl20 +2e → 2Cl- - восстановление
окислитель
Н2О2 - окислитель:
Н2О2-1 + 2KI-+ H2SO4 = I20+ 2H2O-2 + K2SO4
1 2О-1 +2e → 2O-2 - восстановление
окислитель
1 2 I - - 2e → I20 - окисление
восстановитель
4Н2О2-1 + PbS-2 = PbS+6O4 + 4H2O-2
4 2О-1 +2e → 2O-2 - восстановление
окислитель
1 S-2 - 8e → S+6 - окисление
восстановитель
Н2О2-1 + Mn+2(OH)2 = Mn+4O2 + 2H2O-2
1 2О-1 +2e → 2O-2 - восстановление
oкислитель
1 Mn+2 - 2e → Mn+4 - окисление
восстановитель
СЕРНАЯ КИСЛОТА С МЕТАЛЛАМИ
- разбавленная серная кислота реагирует, как обычная минеральная кислота с металлами левее Н в ряду напряжений, при этом выделяется водород;
– при реакции с металлами концентрированной серной кислоты не выделяется водород, образу-ются продукты восстановления серы.
SO2 | S | H2S | H2 |
Неактивные ме-таллы (правее же-леза) + конц. ки-слота Неметаллы + конц. кислота | Щелочноземель-ные металлы + конц. кислота | Щелочные ме-таллы и цинк + концентрирован-ная кислота. | Разбавленная сер-ная кислота ведет себя как обычная минеральная ки-слота (например, соляная) |
ПАССИВАЦИЯ. С холодной концентрированной серной кислотой не реагируют: Al, Cr, Fe, Be, Co. | |||
НЕ РЕАГИРУЮТ с серной кислотой ни при какой концентрации: Au, Pt, Pd |
H2SO4 концентр.
|
Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 |
