Хром и концентрированная азотная кислота уравнение

Видео:Азотная кислота. Физические и химические свойства азотной кислоты. Подготовка к ЕГЭ по химии | ХимияСкачать

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

3s 3p 4s 3d

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

Температура плавления 1890 о С, температура кипения 2680 о С, плотность хрома 7,19 г/см 3 .

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

Качественная реакция на ионы хрома +2 – взаимодействие избытка солей хрома (II) с щелочами . При этом образуется коричневый аморфный осадок гидроксида хрома (II).

Например , хлорид хрома (II) взаимодействует с гидроксидом натрия:

CrCl₂ + 2NaOH → Cr(OH)₂ + 2NaCl

Качественная реакция на ионы хрома +3 – взаимодействие избытка солей хрома (III) с щелочами . При этом образуется серо-зеленый аморфный осадок гидроксида хрома (III).

Например , хлорид хрома (III) взаимодействует с гидроксидом калия:

CrCl₃ + 3KOH → Cr(OH)₃ + 3KCl

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

Обратите внимание , если мы поместим соль хрома (III) в избыток раствора щелочи, то осадок гидроксида хрома (III) не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения хрома (III) сразу переходят в комплекс:

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:

1.3. Хром взаимодействует с фосфором . При этом образуется бинарное соединение – фосфид 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).

Например , хром бурно реагирует с соляной кислотой :

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.

2.6. Однако хром способен вытеснять многие металлы , например медь, олово, серебро и др. из растворов их солей.

Например , хром реагирует с хлоридом меди с образованием хлорида хрома (III) и меди:

2Cr + 3CuCl₂ → 2CrCl₃ + 3Cu

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

Например , при сплавлении хрома с хлоратом калия в щелочи хром окисляется до хромата калия:

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

Оксид хрома (III) – типичный амфотерный оксид . При этом оксид химически довольно инертен. В высокодисперсном состоянии с трудом взаимодействует с кислотами и щелочами.

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

Например , оксид хрома (III) взаимодействует с оксидом натрия:

2. Оксид хрома (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—хромиты, а в растворе реакция практически не идет . При этом оксид хрома (III) проявляет кислотные свойства.

Например , оксид хрома (III) взаимодействует с гидроксидом натрия в расплаве с образованием хромита натрия и воды:

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

4. Оксид хрома (III) проявляет слабые восстановительные свойства . В щелочных расплавах окислителей окисляется до соединений хрома (VI).

Например , оксид хрома (III) взаимодействует с нитратом калия в щелочной среде:

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

Озоном или кислородом:

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

5. Оксид хрома (III) в высокодисперсном состоянии при сильном нагревании взаимодействует с сильными кислотами .

Например , оксид хрома (III) реагирует с серной кислотой:

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

Например , оксид хрома (III) реагирует с алюминием (термит):

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.

Например , из карбоната калия:

Оксид хрома (II)

Химические свойства

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

1. При обычной температуре устойчив на воздухе, выше 100°С окисляется кислородом . Все соединения хрома (II) – сильные восстановители.

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

3CrO → Cr + Cr₂O₃

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

4. Оксид хрома (II) проявляет основные свойства. Взаимодействует с сильными кислотами и кислотными оксидами .

Например , оксид хрома (II) взаимодействует с соляной кислотой:

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:

2. Оксид хрома (VI) проявляет кислотные свойства. Взаимодействует с основаниями и основными оксидами .

Например , оксид хрома (VI) взаимодействует с гидроксидом калия с образованием хромата калия:

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).

Например , сера окисляется до оксида серы (IV):

Оксид хрома (VI) также окисляет сложные вещества, например , сульфиты:

И некоторые органические веществ, например , этанол:

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).

Например , хлорид хрома (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида хрома (III) и хлорида аммония:

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 , хлорид хрома (III) реагирует с недостатком гидроксида калия с образованием гидроксида хрома (III) и хлорида калия:

4. Также гидроксид хрома (III) образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) с растворимыми карбонатами, сульфитами и сульфидами . Сульфиды, карбонаты и сульфиты хрома (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.

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

1. Гидроксид хрома (III) реагирует с растворимыми кислотами . При этом образуются средние соли.

Например , гидроксид хрома (III) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида хрома (III):

2. Гидроксид хрома (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .

Например , гидроксид хрома (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата хрома (III):

3. Гидроксид хрома (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в растворе образуются комплексные соли . При этом гидроксид хрома (III) проявляет кислотные свойства.

Например , гидроксид хрома (III) взаимодействует с избытком гидроксидом натрия с образованием гексагидроксохромата:

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

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

Например , при взаимодействии с бромом в щелочной среде гидроксид хрома (III) окисляется до хромата:

Гидроксид хрома (II)

Способы получения

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

Например , хлорид хрома (II) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида хрома (II) и хлорида аммония:

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

Например , хлорид хрома (II) реагирует с гидроксидом калия с образованием гидроксида хрома (II) и хлорида калия:

CrCl₂ + 2KOH → Cr(OH)₂↓ + 2KCl

Химические свойства

1. Гидроксид хрома (II) проявляет основные свойства . В частности, реагирует с растворимыми кислотами .

Например , гидроксид хрома (II) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида хрома (II). Соли хрома (II) окрашивают раствор в синий цвет.

2. Гидроксид хрома (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .

Например , гидроксид хрома (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата хрома (II):

3. Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель.

Например , под действием кислорода воздуха гидроксид хрома (II) окисляется до гидроксида хрома (III):

Соли хрома

Соли хрома (II)

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

Например , хлорид хрома (II) окисляется кислородом в растворе в присутствии щелочи до соединений хрома (III):

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

Соли хрома (III)

Хром с валентностью III образует два типа солей:

• Соли, в которых хром (III) является катионом. Например , хлорид хрома (III) CrCl₃.
• Соли, в которых хром (III) входит в состав кислотного остатка – хромиты и гидроксокомплексы хрома (III) . Например , хромит калия, KCrO₂. или гексагидроксохромат (III) калия K₃[Cr(OH)₆].

1. Соли хрома (III) проявляют слабые восстановительные свойства . окисляются под действием сильных окислителей в щелочной среде.

Например , бром в присутствии гидроксида калия окисляет хлорид хрома (III):

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.

Например , гексагидроксохроматы окисляются бромом в щелочи:

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.

Например , цинк реагирует с хлоридом хрома (III):

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.

Например , при сливании растворов солей хрома (III) и сульфита, гидросульфита, карбоната или сульфида натрия протекает взаимный гидролиз:

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.

Например , хромит натрия мы поделим мысленно на два вещества: оксид хрома (III) и оксид натрия.

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.

Например , хромат калия K₂CrO₄ и дихромат калия K₂Cr₂O₇.

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.

Например , хромат калия взаимодействует с серной кислотой и разбавленной соляной кислотой с образованием дихромата калия:

И наоборот: дихроматы реагируют с щелочами с образованием хроматов.

Например , дихромат калия взаимодействует с гидроксидом калия с образованием хромата калия:

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).

Например , дихромат калия реагирует с сульфитом натрия в нейтральной среде:

Хромат калия окисляет сульфид аммония:

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

Например , хромат калия окисляет гидросульфид аммония в щелочной среде:

Хромат натрия окисляет сернистый газ:

Хромат натрия окисляет сульфид натрия:

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

Например , дихромат калия окисляет сероводород в присутствии серной кислоты:

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

Видео:Азотная кислота и металлы за 13 минут | ХИМИЯ ЕГЭ | СОТКАСкачать

Химические свойств хрома и его соединений
материал для подготовки к егэ (гиа) по химии (11 класс)

Описывается строение хрома и его соединений, химические свойства хрома и его важнейших соединений (оксидов и гидроксидов)

Видео:Азотная кислота на ОГЭ по химии | ОГЭ 2023 | УмскулСкачать

Скачать:

Видео:Получение концентрированной азотной кислотыСкачать

Предварительный просмотр:

Химические свойства хрома и его важнейших соединений

Хром – твердый голубовато-белый металл.

Хром в переводе с греч. означает «цвет, краска» (многие природные и синтетические соединения Сr имеют яркую разнообразную окраску).

Элемент VI Б группы ПСХЭ. Электронная конфигурация хрома записывается как 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 , то есть наблюдается “проскок электрона” (как и для меди). Наиболее часто проявляемые степени окисления хрома: +2, +3 и +6.

Важнейшие соединения хрома

Степень окисления хрома

H 2 CrO 4 – хромовая к-та

H 2 Cr 2 O 7 – дихромовая к-та

Характер оксида и гидроксида

CrO 4 2- хроматы

Cr 2 O 4 2- дихроматы

Химические свойства хрома

При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде благодаря защитной оксидной плёнке, образующейся на поверхности металла.

I Взаимодействие с простыми веществами — неМе

1. C кислородом реагирует при нагревании более 600 ºС с образованием зелёного оксида хрома (III):

4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3

1. С хлором и фтором реагирует при более низких температурах (250 и 300 ºС соответственно):

2Cr + 3F 2 = 2CrF 3

2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3

1. С бромом хром реагирует при температуре красного каления (900 ºС):

2Cr + 3Br 2 = 2CrBr 3

1. С азотом металлический хром реагирует при температуре выше 1000 ºС:

1. С серой хром образует и сульфид хрома (II), и сульфид хрома III), что зависит от пропорций исходных веществ:

2Cr + 3S = Cr 2 S 3

1. C водородом хром не реагирует!

II Взаимодействие со сложными веществами

Хром – металл средней активности, поэтому тонкоизмельченный хром при высокой температуре реагирует с водяным паром, образуя оксид хрома (III) и водород:

2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2 ↑

1. В электрохимическом ряду напряжений металлов хром находится до водорода, поэтому он вытесняет водород из разбавленных хлороводородной и серной кислот, образуя окрашенные в голубой цвет соли хрома (II):

Cr + 2HCl(разб.) = CrCl 2 + H 2 ↑

Cr + H 2 SO 4 (разб.) = CrSO 4 + H 2 ↑

На воздухе катионы Cr 2+ быстро окисляются до Cr 3+ :

4CrCl 2 + O 2 + 4HCl(разб.) = 4CrCl 3 + 2H 2 O

В присутствии кислорода воздуха разбавленные хлороводородная и серная кислоты реагируют с хромом с образованием солей хрома (III):

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании с образованием солей хрома (III) и продуктов восстановления кислот:

2Cr + 6H 2 SO 4 (конц.) = Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3SO2 ↑ + 6H 2 O

Cr + 6HNO 3 (конц.) = Cr(NO 3 ) 3 + 3NO 2 ↑+ 3H 2 O

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является N 2 :

10 Cr + 36HNO 3(разб) = 10Cr(NO 3 ) 3 + 6N 2 ↑ + 18 H 2 O

1. При взаимодействии с сильными окислителями в щелочной среде хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:

Cr + KClO 3 + 2KOH = K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O

Cr + 3NaNO 3 + 2NaOH = Na 2 CrO 4 + 3NaNO 2 + H 2 O

Соединения хрома (II) и их важнейшие химические свойства

Важнейшие соединения хрома (II) – оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II)

Оксид хрома (II) СrO Гидроксид хрома (II) Сr(OH) 2

Оксид хрома (II) CrO и гидроксид хрома (II) Сr(OH) 2 проявляют основные свойства.

Оксид хрома (II) взаимодействует с кислотами с образованием солей:

CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O

При обычной температуре оксид хрома (II) устойчив на воздухе, при 1000 ºС окисляется до оксида хрома (VI):

4CrO + O 2 = 2Cr 2 O 3

С разбавленной серной и азотной кислотой, щелочами не взаимодействует.

Гидроксид хрома (II) Cr(OH) 2 – вещество коричневого или желтого цвета, плохо растворяется в воде, проявляет основные свойства, медленно реагирует только с концентрированными кислотами , образуя соли хрома (II) синего цвета :

Cr(OH) 2 + H 2 SO 4 = CrSO 4 + 2H 2 O.

С разбавленными кислотами и щелочами не взаимодействует.

Хороший восстановитель, легко окисляется кислородом воздуха:

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Cr(OH) 3

Соединения хрома (III) и их важнейшие химические свойства

Одни из важнейших соединений хрома (III) – оксид Cr 2 O 3 и гидроксид Cr(OH) 3

Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 Гидроксид хрома (III) Cr(OH) 3

Взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами, доказывая свою амфотерную природу :

Cr 2 O 3 + 2KOH = 2KCrO 2 + H 2 O – при сплавлении со щелочами

Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O – с кислотами

Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaCrO 2 + CO 2 – при сплавлении с карбонатами

Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O – c кислотами

Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 [Cr(OH) 6 ] — в растворе со щелочами

При действии кислот хроматы разрушаются. Недостаток кислоты приводит к образованию гидроксида хрома (III):

NaCrO 2 + HCl + H 2 O = Cr(OH) 3 ↓ + NaCl

При избытке кислоты образуются соли:

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

Соединения хрома (VI) и их важнейшие химические свойства

Оксид хрома (VI) – темно-красное кристаллическое вещество, растворимое в воде.

Оксид хрома (VI) CrO 3

Типичный кислотный оксид , образует кислоты :

CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4 – хромовая кислота

2CrO 3 + H 2 O = H 2 Cr 2 O 7 – дихромовая кислота

Как типичный кислотный оксид CrO 3 реагирует со щелочами и основными оксидами с образованием хроматов:

CrO 3 + BaO = BaCrO 4

CrO 3 + 2NaOH = Na 2 CrO 4 + H 2 O

H 2 CrO 4 H 2 Cr 2 O 7

Хромовая кислота Дихромовая кислота

Соединения хрома (VI) – сильные окислители!

Видео:Все реакции по теме «Хром» для ЕГЭ по химии | Екатерина СтрогановаСкачать

По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Важнейшие классы неорганических соединений, способы их получения и химические свойства. Оксиды.

Особенности программы под редакцией Новошинского И. И. состоят в нетрадиционном подходе к изложению материала (от простого к сложному, от общего к частному). В основе программы лежит идея зависи.

Важнейшие классы неорганических соединений, способы их получения и химические свойства. Основания.

Особенности программы под редакцией Новошинского И. И. состоят в нетрадиционном подходе к изложению материала (от простого к сложному, от общего к частному). В основе программы лежит идея зависи.

Важнейшие классы неорганических соединений, способы их получения и химические свойства. Соли.

Ресурс предназначен для учителей химии, работающих по программе И.И.Новошинского, по которой важнейшие классы изучаются в 2 этапа. Если Вы работаете по другой программе можно объеденить 2 презентации .

Важнейшие классы неорганических соединений, способы их получения и химические свойства. Кислоты..

Этой презентацией я заканчиваю публикации по важнейшим классам неорганических соединений. Эта презентация 2го этапа изучения класса кислот, первая была размещена ранее. Дополненна гиперссылками на рес.

Видеоурок в 8 классе на тему «Валентность химических элементов. Определение валентности химических элементов по формуле бинарных соединений. Составление химических формул бинарных соединения по валентности».

Характеристика свойств хрома и его соединений

материал может использоваться при изучении металлов побочных подгрупп.

Химические свойства основных классов неорганических соединений

материал по подготовке к ГИА по химии «Химические свойства основных классов неорганических соединений&quot.

Видео:Азотная кислотаСкачать

Реакция взаимодействия сульфида хрома (III) и азотной кислоты

Видео:Химия 9 класс (Урок№15 - Азотная кислота. Строение молекулы.Соли азотной кислоты.Азотные удобрения.)Скачать

Реакция взаимодействия сульфида хрома (III) и азотной кислоты

Уравнение реакции взаимодействия сульфида хрома (III) и азотной кислоты:

Реакция взаимодействия сульфида хрома (III) и азотной кислоты.

В результате реакции образуются нитрат хрома (III), серная кислота, оксид азота (IV) и вода.

Для проведения реакции используется горячий, концентрированный раствор азотной кислоты.

Реакция протекает при условии: при кипении.

Формула для поиска по сайту: Cr2S3 + 30HNO3 → 2Cr(NO3)3 + 3H2SO4 + 24NO2 + 12H2O.

Реакция взаимодействия оксида бария и алюминия

Реакция термического разложения сульфита серебра (I)

Реакция взаимодействия индия и селена

Выбрать язык

Популярные записи

Предупреждение.

Все химические реакции и вся информация на сайте предназначены для использования исключительно в учебных целях — только для решения письменных, учебных задач. Мы не несем ответственность за проведение вами химических реакций.

Химические реакции и информация на сайте
не предназначены для проведения химических и лабораторных опытов и работ.

💡 Видео

Реакции 16ти металлов с азотной кислотой разной концентрации Reactions of 16 metals with nitric acidСкачать

Взаимодействие железа с концентрированной азотной кислотой | ЕГЭ по химииСкачать

11 класс. Хром. Часть 1.Скачать

Азотная кислота. Химические свойства. Взаимодействие с металлами.Скачать

Азотная кислота. Химические свойства. Реакции с НЕметаллами.Скачать

Получение азотной кислоты. НитратыСкачать

🔥 5 экспериментов с АЗОТНОЙ КИСЛОТОЙ.Скачать

218. Азотная кислота. Строение молекулы.Скачать

Взаимодействие алюминия с концентрированной азотной кислотой | ЕГЭ по химииСкачать

Азотная кислота. Физические и химические свойства. 9 класс.Скачать

ВСЕ РЕАКЦИИ С ХРОМОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯМИ| ЕГЭ ХИМИЯ 2024 | НООСкачать

ОВР и Метод Электронного Баланса — Быстрая Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Медь и азотная кислота 🧑‍🔬Скачать