Open Library - открытая библиотека учебной информации. Амфотерный хром
Амфотерные металлы - список и свойства
Простые вещества сходные с металлическими элементами по структуре и ряду химических и физических параметров называют амфотерными, т.е. это те элементы, проявляющие химическую двойственность. Надо отметить, что это не сами металли, а их соли или оксиды. К, примеру, оксиды некоторых металлов могут обладать двумя свойствами, при одних условиях они могут проявлять свойства присущие кислотам, в других, они ведут себя как щелочи.
К основным амфотерным металлам относят алюминий, цинк, хром и некоторые другие.
Термин амфотерность был введен в оборот в начале XIX века. В то время химические вещества разделяли на основании их сходных свойств, проявляющиеся при химических реакциях.
Что такое амфотерные металлы
Список металлов, которые можно отнести амфотерным, достаточно велик. Причем некоторые из них можно назвать амфотерными, а некоторые – условно.
Перечислим порядковые номера веществ, под которыми они расположены в Таблице Менделеева. В список входят группы с 22 по 32, с 40 по 51 и еще много других. Например, хром, железо и ряд других можно с полным основанием называть основными, к последним можно отнести и стронций с бериллием.
Кстати, самым ярким представителем амфорных металлов считают алюминий.
Именно его сплавы в течение длительного времени используют практически во всех отраслях промышленности. Из него делают элементы фюзеляжей летательных аппаратов, кузовов автомобильного транспорта, и кухонную посуду. Он стал незаменим в электротехнической промышленности и при производстве оборудования для тепловых сетей. В отличии от многих других металлов алюминий постоянно проявляет химическую активность. Оксидная пленка, которая покрывает поверхность металла, противостоит окислительным процессам. В обычных условиях, и в некоторых типах химических реакций алюминий может выступать в качестве восстановительного элемента.
Этот металл способен взаимодействовать с кислородом, если его раздробить на множество мелких частиц. Для проведения операции такого рода необходимо использование высокой температуры. Реакция сопровождается выделением большого количества тепловой энергии. При повышении температуры в 200 ºC, алюминий вступает в реакцию с серой. Все дело в том, что алюминий, не всегда, в нормальных условиях, может вступать в реакцию с водородом. Между тем, при его смешивании с другими металлами могут возникать разные сплавы.
Еще один ярко выраженный металл, относящийся к амфотерным – это железо. Этот элемент имеет номер 26 и расположен между кобальтом и марганцем. Железо, самый распространенный элемент, находящийся в земной коре. Железо можно классифицировать как простой элемент, имеющий серебристо-белый цвет и отличается ковкостью, разумеется, при воздействии высоких температур. Может быстро начинать коррозировать под воздействием высоких температур. Железо, если поместить его в чистый кислород полностью прогорает и может воспламениться на открытом воздухе.
Такой металл обладает способностью быстро переходить в стадию корродирования при воздействии высокой температуры. Помещенное в чистый кислород железо полностью перегорает. Находясь на воздухе металлическое вещество, быстро окисляется вследствие чрезмерной влажности, то есть, ржавеет. При горении в кислородной массе образуется своеобразная окалина, которая называется оксидом железа.
Свойства амфотерных металлов
Они определены самим понятием амфотерности. В типовом состоянии, то есть обычной температуре и влажности, большая часть металлов представляет собой твердые тела. Ни один металл не подлежит растворению в воде. Щелочные основания проявляются только после определенных химических реакций. В процессе прохождения реакции соли металла вступают во взаимодействие. Надо отметить что правила безопасности требуют особой осторожности при проведении этой реакции.
Соединение амфотерных веществ с оксидами или самими кислотами первые показывают реакцию, которая присуща основаниями. В тоже время если их соединять с основаниями, то будут проявляться кислотные свойства.
Нагрев амфотерных гидроксидов вынуждает их распадаться на воду и оксид. Другими словами свойства амфотерных веществ весьма широки и требуют тщательного изучения, которое можно выполнить во время химической реакции.
Свойства амфотерных элементов можно понять, сравнив их с параметрами традиционных материалов. Например, большинство металлов имеют малый потенциал ионизации и это позволяет им выступать в ходе химических процессов восстановителями.
Амфотерные - могут показать как восстановительные, так и окислительные характеристики. Однако, существуют соединения которые характеризуются отрицательным уровнем окисления.
Абсолютно все известные металлы имеют возможность образовывать гидроксиды и оксиды.
Всем металлам свойственна возможность образования основных гидроксидов и оксидов. Кстати, металлы могут вступать в реакцию окисления только с некоторыми кислотами. Например, реакция с азотной кислотой может протекать по-разному.
Амфотерные вещества, относящиеся к простым, обладают явными различиями по структуре и особенностям. Принадлежность к определенному классу можно у некоторых веществ определить на взгляд, так, сразу видно что медь – это металл, а бром нет.
Как отличить металл от неметалла
Главное различие заключается в том, что металлы отдают электроны, которые находятся во внешнем электронном облаке. Неметаллы, активно их притягивают.
Все металлы являются хорошими проводниками тепла и электричества, неметаллы, такой возможности лишены.
Основания амфотерных металлов
В нормальных условиях это вещества не растворяются в воде и их можно спокойно отнести к слабым электролитам. Такие вещества получают после проведения реакции солей металла и щелочи. Эти реакции довольно опасны для тех, кто их производит и поэтому, например, для получения гидроксида цинка в емкость с хлоридом цинка медленно и аккуратно, по капле надо вводить едкий натр.
Вместе тем, амфотерные - взаимодействуют с кислотами как основания. То есть при выполнении реакции между соляной кислотой и гидроксидом цинка, появится хлорид цинка. А при взаимодействии с основаниями, они ведут себя как кислоты.
Оцените статью:Рейтинг: 0/5 - 0 голосов
prompriem.ru
Амфотерные оксиды. Химические свойства, способ получения
Амфотерные оксиды (имеющие двойственные свойства) – это в большинстве случаев оксиды металлов, которые обладают небольшой электроотрицательностью. В зависимости от внешних условий проявляют либо кислотные, либо оксидные свойства. Образуются эти оксиды переходными металлами, которые обычно проявляют следующие степени окисления: ll, lll, lV.
Примеры амфотерных оксидов: цинка оксид (ZnO), хрома оксид lll (Cr2O3), алюминия оксид (Al2O3), олова оксид ll (SnO), олова оксид lV (SnO2), свинца оксид ll (PbO), свинца оксид lV (PbO2), титана оксид lV (TiO2), марганца оксид lV (MnO2), железа оксид lll (Fe2O3), бериллия оксид (BeO).
Реакции, характерные для амфотерных оксидов:
1. Эти оксиды могут реагировать с сильными кислотами. При этом образуются соли этих же кислот. Реакции такого типа являются проявлением свойств основного типа. Например: ZnO (оксид цинка) + h3SO4 (соляная кислота) → ZnSO4 (сульфат цинка) + h3O (вода).
2. При взаимодействии с сильными щелочами амфотерные оксиды и гидроксиды проявляют кислотные свойства. При этом двойственность свойств (то есть амфотерность) проявляется в образовании двух солей.
В расплаве при реакции с щелочью образуется соль средняя обычная, например:ZnO (оксид цинка) + 2NaOH (гидроксид натрия) → Na2ZnO2 (обычная средняя соль) + h3O (вода).Al2О3 (оксид алюминия) + 2NaOH (гидроксид натрия) = 2NaAlO2 + h3O (вода).2Al(OH)3 (алюминия гидроксид) + 3SO3 (оксид серы) = Al2(SO4)3 (алюминия сульфат) + 3h3O (вода).
В растворе амфотерные оксиды при реакции с щелочью образуют комплексную соль, например: Al2O3 (алюминия оксид) + 2NaOH (гидроксид натрия)+ 3h3O (вода) + 2Na(Al(OH)4) (комплексная соль тетрагидроксоалюминат натрия).
3. Каждый металл любого амфотерного оксида имеет свое координационное число. Например: для цинка (Zn) - 4, для алюминия (Al) - 4 или 6, для хрома (Cr) - 4 (редко) или 6.
4. Амфотерный оксид не реагирует с водой и не растворяется в ней.
Какие реакции доказывают амфотерность металла?
Условно говоря, амфотерный элемент может проявлять свойства как металлов, так и неметаллов. Подобная характерная особенность присутствует у элементов А-групп: Be (бериллий), Ga (галлий), Ge (германий), Sn (олово), Pb, Sb (сурьма), Bi (висмут) и некоторые другие, а также многие элементы Б-групп - это Cr (хром), Mn (марганец), Fe (железо), Zn (цинк), Cd (кадмий) и другие.
Докажем следующими химическими реакциями амфотерность химического элемента цинка (Zn):
1. Zn(OH)2 (цинка гидроксид) + N2O5 (пентаоксид диазота) = Zn(NO3)2 (нитрат цинка) + h3O (вода).ZnO (оксид цинка) + 2HNO3 (азотная кислота) = Zn(NO3)2 (нитрат цинка) + h3O (вода).
б) Zn(OH)2 (цинка гидроксид) + Na2O (натрия оксид) = Na2ZnO2 (диоксоцинкат натрия)+ h3O (вода).ZnO (оксид цинка) + 2NaOH (гидроксид натрия) = Na2ZnO2 (диоксоцинкат натрия) + h3O (вода).
В том случае, если элемент с двойственными свойствами в соединении имеет следующие степени окисления, его двойственные (амфотерные) свойства наиболее заметно проявляются в промежуточной стадии окисления.
Как пример можно привести хром (Cr). Этот элемент имеет следующие степени окисления: 3+, 2+, 6+. В случае +3 основные и кислотные свойства выражаются приблизительно в одинаковой степени, в то время как у Cr +2 преобладают основные свойства, а у Cr +6 - кислотные. Вот реакции, доказывающие данное утверждение:
Cr+2 → CrO (оксид хрома +2), Cr(OH)2 → CrSO4;Cr+3 → Cr2O3 (оксид хрома +3), Cr(OH)3 (хрома гидроксид) → KCrO2 или же хрома сульфат Cr2(SO4)3; Cr+6 → CrO3 (оксид хрома +6), h3CrO4 → K2CrO4.
В большинстве случаев амфотерные оксиды химических элементов со степенью окисления +3 существуют в мета-форме. Как пример, можно привести: метагидроксид алюминия (хим. формула AlO(OH) и метагидроксид железа (хим. формула FeO(OH)).
Как получают амфотерные оксиды?
1. Наиболее удобный метод их получения заключается в осаждении из водного раствора с использованием гидрата аммиака, то есть слабого основания. Например:Al(NO3)3 (нитрат алюминия) + 3(h3OxNh4) (водный раствор аммиака гидрата) = Al(OH)3 (амфотерный оксид) + 3Nh5NO3 (реакция выполняется при двадцати градусах тепла).Al(NO3)3 (нитрат алюминия) + 3(h3OxNh4) (водный раствор гидрата аммиака) = AlO(OH) (амфотерный оксид) + 3Nh5NO3 + h3O (реакция осуществляется при 80 °C)
При этом в обменной реакции этого типа в случае избытка щелочей гидроксид алюминия не будет осаждаться. Это происходит по причине того, что алюминий переходит в анион из-за своих двойственных свойств: Al(OH)3 (алюминия гидроксид) + OH− (избыток щелочей) = [Al(OH)4]− (анион гидроксида алюминия).
Примеры реакций данного типа:Al(NO3)3 (нитрат алюминия) + 4NaOH(избыток гидроксида натрия) = 3NaNO3 + Na(Al(OH)4). ZnSO4 (сульфат цинка) + 4NaOH(избыток гидроксида натрия) = Na2SO4 + Na2(Zn(OH)4).
Соли, которые при этом образуются, относятся к комплексным соединениям. Они включают в себя следующие анионы комплексные: (Al(OH)4)− и еще (Zn(OH)4)2−. Вот так называются эти соли: Na(Al(OH)4) - натрия тетрагидроксоалюминат, Na2(Zn(OH)4) - натрия тетрагидроксоцинкат. Продукты взаимодействия алюминиевых или цинковых оксидов с щелочью твердой называются по-другому: NaAlO2 - натрия диоксоалюминат и Na2ZnO2 - натрия диоксоцинкат.
fb.ru
Хром Историческая справка
ХромИсторическая справка
Хром был открыт в 1797 г. французским химиком Луи Николой Вокленом в минерале крокоит («сибирский красный свинец»). Воклен обработал хром поташем, затем с помощью соляной кислоты получил оксид хрома, из которого восстановил хром углем. Название хрома связано с его способностью образовывать окрашенные соединения. «Хром» по-гречески значит «цвет».
Место хрома в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева
Хром расположен в 6 группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Хром – d-элемент. Валентные электроны атома хрома имеют электронную конфигурацию 3d44s2, однако вследствие устойчивости d5-состояния энергетическим более выгодным оказывается переход одного s-электрона на 3d-подуровень, поэтому валентные электроны хрома имеют следующую конфигурацию: 3d54s1. В соединениях хром проявляет степени окисления +2, +3, +4, +5, +6. Характерная степень окисления +3, в меньшей мере +6. Соединения хрома (II) проявляют преимущественно основные свойства, хрома (III) – амфотерные, соединения хрома (VI) – кислотные.
Р
аспространенность в природе
Х
ром относится к распространенным элементам, его содержание в земной коре составляет 3,5·10-2 мас. %. В природе встречается только в виде соединений. Известно более 40 минералов, содержащих хром, например рубин окрашен в красный цвет соединениями хрома. Основными минералами являются: хромит (хромистый железняк) FeCr2O4, крокоит PbCrO4, волконскоит Cr2Si4O10(OH)2 · nh3O, уваровит Ca3Cr2(SiO4)3 и др. В метеоритах обнаружены сульфидные минералы хрома. Хром также содержится в океанической воде. Физические свойства хрома
Хром – голубовато-белый металл, кристаллизуется в объемоцентрированной кубической решетке с металлическим типом химической связи. Температура плавления 1890°С, температура кипения 2680 °C, плотность 7,19 г/см3. Технический хром – хрупкий металл, при температурах выше 200–250 °С приобретает пластичность, чистый хром пластичен при обычных условиях. Очень твердый.Н
а воздухе покрыт прочной пленкой оксида.
Химические свойства хрома
Хром при обычных условиях – инертный металл, при нагревании становится довольно активным.
- Взаимодействие с неметаллами
4Cr + 3O2 = 2Cr2O3.
С фтором реагирует при 350°С, с хлором – при 300°С, с бромом – при температуре красного каления, образуя галогениды хрома (III):
2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3.
С азотом реагирует при температуре выше 1000°С с образованием нитридов:
2Cr + N2 = 2CrN
или 4Cr + N2 = 2Cr2N.
Сера при температуре выше 300°С образует сульфиды от CrS до Cr5S8, например:
2Cr + 3S = Cr2S3.
Реагирует с бором, углеродом и кремнием с образованием боридов, карбидов и силицидов:
Cr + 2B = CrB2 (возможно образование Cr2B, CrB, Cr3B4, CrB4),
2Cr + 3C = Cr2C3 (возможно образование Cr23C6, Cr7B3),
Cr + 2Si = CrSi2 (возможно образование Cr3Si, Cr5Si3, CrSi).
С водородом непосредственно не взаимодействует.
- Взаимодействие с водой
2Cr + 3h3O = Cr2O3 + 3h3
- Взаимодействие с кислотами
Cr + 2HCl = CrCl2 + h3;
Cr + h3SO4 = CrSO4 + h3.
В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):
4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6h3O.
Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты:
2Cr + 6h3SO4 = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6h3O;
Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3h3O.
- Взаимодействие с щелочными реагентами
2Cr + 6KOH = 2KCrO2 + 2K2O + 3h3.
Реагирует с щелочными расплавами окислителей, например хлоратом калия, при этом хром переходит в хромат калия:
Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + h3O.
- Восстановление металлов из оксидов и солей
2Cr + 3CuCl2 = 2CrCl3 + 3Cu.
Способы получения хрома
Хром обычно получают в виде сплава с железом (феррохром). Для этого хромит восстанавливают углем:FeCr2O4 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO
Относительно чистый хром получают методом алюмотермии:
2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3
Необходимый для получения металлического хрома оксид выделяют из хромита. Вначале проводят обжиг исходного хромсодержащего сырья в смеси с карбонатом натрия и доломитом при 1100–1200 °С:
4 FeCr2O4 + 8Na2CO3 + 7O2 = 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2;
образующийся при этом хромат натрия выщелачивают водой и после дополнительной обработки выделяют в щелочной раствор. Затем восстанавливают серой в процессе кипячения до оксида хрома (III).
Более чистый хром получают электролизом оксида хрома (VI) или хромкалиевых квасцов. Особо чистый хром образуется при термическом разложении органических хромсодержащих комплексных соединений.
Соединения хрома (II)
Оксид хрома (II) CrO – кристаллическое вещество красного или черного цвета, при обычной температуре устойчив на воздухе, выше 100°С окисляется:4CrO + O2 = 2Cr2O3.
Сильный восстановитель, реагирует с соляной кислотой с выделением водорода:
2CrO + 6HCl = 2CrCl3 + h3 + 2h3O.
С разбавленной серной и азотной кислотой и щелочами не взаимодействует.
Образуется при окислении амальгамы хрома кислородом воздуха:
2Cr/Hg + O2 = 2CrO + 2Hg
или при термическом разложении карбонила:
Cr(CO)6 = CrO + 5CO + C.
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 + h3SO4 = CrSO4 + 2h3O.
С разбавленными кислотами и щелочами не взаимодействует.
Хороший восстановитель, легко окисляется кислородом воздуха:
4Cr(OH)2 + O2 + 2h3O = 4Cr(OH)3.
Получается при взаимодействии солей хрома (II) со щелочами в отсутствии кислорода :
CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 + 2NaCl.
Соли хрома (II). Известны галогениды хрома (II), сульфат и перхлорат, растворы солей окрашены в синий цвет.
Все соли хрома (II) – сильные восстановители, в растворах окисляются кислородом воздуха:
4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2h3O
при отсутствии окислителя восстанавливают даже воду, разлагая её с выделением водорода:
2CrCl2 + 2h3O = 2CrOHCl2 + h3.
Получаются при восстановлении солей хрома (III) водородом в момент выделения:
2CrCl3 + 3Zn + 4HCl = 2CrCl2 + 3ZnCl2 + 2h3.
Галогениды образуются при взаимодействии простых веществ.
Соединения хрома (III)
У
хрома степень окисления +3 является наиболее устойчивой. Оксид хрома (III) Cr2O3 – темно-зеленый порошок, в кристаллическом состоянии – черное с металлическим блеском вещество. Температура плавления 1990°С, плотность 5,21 г/см3. Химически инертен. В воде, кислотах и щелочах не растворяется. С трудом растворяется в сильных кислотах при длительном нагревании.
Проявляет амфотерные свойства. При сплавлении с оксидами, гидроксидами и карбонатами щелочных металлов образует хромиты, проявляя кислотные свойства:
Cr2O3 + 2KOH = 2KCrO2 + h3O;
Cr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2.
При сплавлении с кислотным реагентом – дисульфатом калия – образует сульфат хрома (III), проявляя основные свойства:
3K2S2O7 = 3K2SO4 + 3SO3;
Cr2O3 + 3SO3 = Cr2(SO4)3;
Cr2O3 + 3K2S2O7 = Cr2(SO4)3 + 3K2SO4
Оксид хрома (III) получается при термическом разложении дихромата аммония:
(Nh5)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4h3O
или при восстановлении дихромата калия коксом или серой:
2K2Cr2O7 + 3C = 2Cr2O3 + 2K2CO3 + CO2;
K2Cr2O7 + S = Cr2O3 + K2SO4
Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 – аморфное или кристаллическое вещество, цвет зависит от условий осаждения и изменяется от голубого и зеленого до черно-фиолетового, разлагается при температуре около 150°С:
2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3h3O
Проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:
2Cr(OH)3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3h3O;
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6].
Образуется при действии щелочей или водного раствора аммиака на растворы солей хрома:
CrCl3 + 3Nh4 + 3h3O = Cr(OH)3 + 3Nh5Cl
и
ли при пропускании углекислого газа через щелочной раствор гексагидроксохромата (III) натрия:
Na3[Cr(OH)6] + 3СО2 = Cr(OH)3 + 3NaHCO3.
Соли хрома (III). Хром в степени окисления +3 образует два типа солей, в которые входит в состав катиона и аниона.
Хромиты устойчивы в щелочной среде, в кислой разрушаются:
NaCrO2 + HCl + h3O = Cr(OH)3 + NaCl;
в избытке кислоты:
NaCrO2 + 4HCl = CrCl3 + NaCl + 2h3O.
Соли Cr3+ проявляют все свойства солей, большинство из них хорошо растворимы в воде и гидролизуют.
Соединения хрома (III) проявляют окислительные и восстановительные свойства:
2CrCl3 + 3h3O2 + 10 KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8h3O (Cr3+ – восстановитель)
2CrCl3 + 3Zn + 4HCl = 2CrCl2 + 3ZnCl2 + 2h3 (Cr3+ – окислитель)
С
оединения хрома (VI)
Оксид хрома (VI) CrO3 – темно-красное кристаллическое вещество, имеет цепочечную структуру. Гигроскопичен, расплывается на воздухе, малоустойчив, разлагается при нормальных условиях. Очень сильный окислитель. Проявляет кислотные свойства.
Растворяется в воде, образуя хромовые кислоты:
CrO3 + h3O = h3CrO4,
2CrO3 + h3O = h3Cr2O7.
В растворе хромовых кислот существует равновесие:
2h3CrO4 = h3Cr2O7 + h3O.
При разбавлении раствора равновесие смещается в сторону образования хромовой кислоты.
Реагирует с основными оксидами и основаниями:
CrO3 + BaO = BaCrO4,
CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + h3O
Оксид хрома (VI) – очень сильный окислитель, окисляет фосфор, углерод и серу, многие органические вещества, например:
4CrO3 + 3C = 2Cr2O3 + 3CO2;
4CrO3 + C2H5OH + 6h3SO4 = 2Cr2(SO4)3 + 2CO2 + 9h3O.
Образуется при разложении хромата натрия серной кислотой при температуре около 200°С:
Na2CrO4 + 2h3SO4 = CrO3 + 2NaHSO4 + h3O
Хромовые кислоты в свободном состоянии не выделены, в растворе проявляют свойства сильных кислот.
Хроматы – соли хромовых кислот. Хроматы – соли хромовой кислоты – имеют в своем составе анион CrO42- и обладают желтой окраской, дихроматы – соли дихромовой кислоты – содержат анион Cr2O72- оранжевого цвета. Хроматы устойчивы в щелочной среде, дихроматы – в кислой, в растворе существует равновесие:
2CrO42- + 2H+ = Cr2O72- + h3O.
При нагревании дихроматы разлагаются:
4K2Cr2O7 = 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2.
Соли хрома (VI) – сильные окислители, восстанавливаются до соединений хрома (III). В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III):
K2Cr2O7 + 3(Nh5)2S + h3O = 2Cr(OH)3 + 3S + 6Nh4 + 2KOH
в кислой соли хрома (III):
K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4h3SO4 = Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4h3O;
в щелочной – производные анионного комплекса [Cr(OH)6]3-:
2K2CrO4 + 3(Nh5)2S + 2KOH + 2h3O = 2K3[Cr(OH)6] + 3S + 6Nh4.
Наибольшее значение имеют соли натрия и калия, получить их можно при сплавлении хромистого железняка с соответствующими карбонатами при температуре выше 1000°С на воздухе:
4FeCr2O4 + 8Na2CO3 + 7O2 = 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2.
Комплексные соединения хрома
Гексагидрат хлорида хрома (III) в растворе в зависимости от ориентации молекул воды и ионов хлора имеет следующие изомерные формы:[Cr(h3O)6]Cl3 – сине-фиолетовый,
[Cr(h3O)5Cl]Cl2 · h3O – светло-зеленый,
[Cr(h3O)4Cl2]Cl · 2h3O – темно-зеленый.
Хром (II) образует комплексные катионы – это аква- и аммиачные комплексы: [Cr(h3O)6]2+ и [Cr(Nh4)6]2+. Ионы придают раствору синюю окраску. В комплексных анионах Cr (II) также проявляет координационное число 6: [Cr(CN)6]4-, [Cr(CNS)6]4-. В растворе соединения легко окисляются с образованием производных хрома (III).
Комплексные соединения хрома (III) устойчивы и многочисленны. Аквакомплекс [Cr(h3O)6]3+ – сине-фиолетового цвета. В зависимости от условий состав катионных аквакомплексов изменяется, что сопровождается изменением окраски от фиолетовой до зеленой.
Кроме аквакомплексов, для хрома (III) известны амминокомплексы [Cr(Nh4)6]3+ – фиолетового цвета, которые в водном растворе постепенно разлагаются:
[Cr(Nh4)6]Cl3 + 3h3O = Cr(OH)3 + 3Nh5Cl + 3Nh4.
Анионные комплексы хрома (III) разнообразны. Гидроксокомплекс [Cr(OH)6]3- окрашен в изумрудно-зеленый цвет, в растворе устойчив в щелочной среде. Хлоридный комплекс [CrCl6]3- окрашен в зеленый цвет.
Применение хрома и его соединений
Хром используется в качестве легирующей добавки в различных сортах сталей. Хром придает сталям твердость и прочность. Из хромсодержащих сталей изготавливают лопатки газовых турбин и детали реактивных двигателей. Применяется для хромирования изделий.Оксид хрома (II) применяется в качестве адсорбента для очистки углеводородов от кислорода.
Оксид хрома (III) служит пигментом лаков и красок, применяется в качестве абразивного материала.
Дихромат калия используется в качестве окислителя в органическом синтезе, протравы при крашении, компонентов состава для спичек, ингибиторов коррозии металлов и сплавов.
Хромкалиевые квасцы применяют для дубления кож.
flatik.ru
Поиск Лекций
Соединения хрома. Соединения хрома (II) проявляют преимущественно основные свойства, хрома (III) – амфотерные, соединения хрома (VI) – кислотные.
Соединения хрома (II)
Cоединения хрома (III). У хрома степень окисления +3 является наиболее устойчивой.
Соединения хрома (VI)
Железо.
Свойства железа.
Соединения железа (II). Соединения железа со степень окисления железа +2 малоустойчивы и легко окисляются до производных железа (III).
Соединения железа (III). Степень окисления +3 – устойчивая и наиболее характерна для железа.
Качественная реакция на катион Fe2+ –взаимодействие с гексацианоферратом (III) калия (красной кровяной солью): FeSO4 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + K2SO4 осадок синего цвета Качественная реакция на катион Fe3+ – взаимодействие с гексацианоферратом (II) калия (желтой кровяной солью): FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓+ 3KCl осадок синего цвета
|
|
poisk-ru.ru
Амфотерность гидроксида хрома (III). Хромиты, их восстановительные свойства.
Химия 
Амфотерность гидроксида хрома (III). Хромиты, их восстановительные свойства.
просмотров - 122
Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома с различной степенью окисления.
Хром. Строение атома. Возможные степени окисления. Кислотно-основные свойства. Применение.
-Cr +24)2)8)13)1
- Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6.
-C увеличением степени окисления возрастают кислотные и окислительные свойства. Хром Производные Сr2+ - очень сильные восстановители. Ион Сr2+ образуется на первой стадии растворения Хрома в кислотах или при восстановлении Сr3+ в кислом растворе цинком. Гидрат закиси Сr(ОН)2 при обезвоживании переходит в Сr2О3. Соединения Сr3+ устойчивы на воздухе. Могут быть и восстановителями и окислителями. Сr3+ можно восстановить в кислом растворе цинком до Сr2+ или окислить в щелочном растворе до СrО42- бромом и других окислителями. Гидрооксид Сr(ОН)3 (вернее Сr2О3·nН2О) - амфотерное соединение, образующее соли с катионом Сr3+ или соли хромистой кислоты НСrО2 - хромиты (к примеру, КСrО2, NaCrO2). Соединения Сr6+: хромовый ангидрид СrО3, хромовые кислоты и их соли, среди которых наиболее важны хроматы и дихроматы - сильные окислители.солей.
- Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование). Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.
- Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов.
Хроматы и дихроматы
Хроматы образуются при взаимодействии СгО3, или растворов хромовых кислот со щелочами:
СгОз + 2NaOH = Na2CrO4 + Н2О
Дихроматы получаются при действии на хроматы кислот:
2 Na2Cr2O4 + h3SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + Н2О
Важно заметить, что для соединений хрома характерны окислительно - восстановительные реакции.
Соединения хрома (II) - сильные восстановители, они легкоокисляются
4(5гС12 + О2 + 4HCI = 4СгС1з + 2Н2О
Важно заметить, что для соединений хрома (!!!) характерны восстановительные свойства. Под действием окислителей они переходят:
в хроматы - в щелочной среде,
в дихроматы - в кислой среде.
2Na3 [Сг(OH)6] + ЗВг2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8Н2О
5Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 11h3O = 3K2Cr2O7 + 2h3Cr2O7 + 6MnSO4 + 9h3SO4
Соли хромовых кислот в кислой среде - сильные окислители:
3Na2SO3 + К2Сг2О7 + 4h3SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4h3O
- Cr(ОН)3. CrOH + HCl = CrCl + h3O, 3CrOH + 2NaOH = Cr3Na2O3 + 3h3O
- Хроматы(III) (устар. назв. хромиты).
Важно заметить, что для соединений хрома характерны восстановительные свойства. Под действием окислителей они переходят:
в хроматы - в щелочной среде,
в дихроматы - в кислой среде.
2Na3 [Сг(OH)6] + ЗВг2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8Н2О
5Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 11h3O = 3K2Cr2O7 + 2h3Cr2O7 + 6MnSO4 + 9h3SO4
Соли хромовых кислот в кислой среде - сильные окислители:
3Na2SO3 + К2Сг2О7 + 4h3SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4h3O
Читайте также
Император Михаил, а затем и патриарх Фотий начинают непрерывно направлять Константина, как посланника Византии, к соседним народам для убеждения их в превосходстве византийского христианства над всеми другими религиями. Константин отправляется в Болгарию, обращает в... [читать подробенее]
Архитектура XX в. План 1. Башня III Интернационала В.Е. Татлина, 2. Музей Гуггенхейма Ф.-Л. Райта Памятник III Коммунистического Интернационала, или "Башня Татлина" - самый известный и грандиозный проект российского художника, архитектора и дизайнера В. Е. Татлина -... [читать подробенее]
Общее содержание мероприятий по охране лесов от пожаров Кроме рассмотренных выше мероприятий по защите и воспроизводству лесов при лесоустройстве осуществляется проектирование мероприятий по охране лесов от пожаров. Оно выполняется по трем направлениям: -... [читать подробенее]
I. Генеалогическая классификация индоевропейских языков А. Мейе. В СРАВНИТЕЛЬНО-ИСТОРИЧЕСКОМ ЯЗЫКОЗНАНИИ 1. Генеалогическая классификация индоевропейских языков А. Мейе. 2. Типологические классификации языков. 3. Проблема реконструкции индоевропейского... [читать подробенее]
Император Диоклетиан (284-305 гг.) в течение двадцати лет успешно боролся с нашествиями варваров и с христианами. В 305 году он отказался от власти и поселился в своем дворце в Далмации (Иллирии) на берегу Адриатического моря. В конце III в. н. э., при Диоклетиане, завершилось... [читать подробенее]
В схеме О.Каде выделяются некоторые существенные стороны перевода как коммуникативного акта. Акт перевода распадается на два взаимосвязанных коммуникативных акта – коммуникацию между отправителем и переводчиком и коммуникацию между переводчиком и получателем. При... [читать подробенее]
Поглощение нейтронов в тканях не имеет той специфики, которая была свойственна электронам и протонам, и интенсивность их потока быстро убывает с нарастанием глубины тканей. Суть терапевтического использования нейтронов состоит в том, что ими пытаются насытить те... [читать подробенее]
Тесты Ситуационные задачи. Алгоритмы лучевого исследования при патологии ЗЧС. Лучевые методы исследования эндокринной системы. 2. Рентгеноанатомия эндокринных желёз. 3. Лучевая семиотика заболеваний эндокринных желёз.Глава 1. ЛУЧЕВАЯ ТЕРАПИЯ... [читать подробенее]
На початок XVIII ст. мандрівники та вчені-натура-лісти накопичили великий фактичний матеріал про фізичні риси населення найвіддаленіших куточків земної кулі. Цей доробок вимагав осмислення та систематизації. Одним із перших свою класифікацію запропонував К. Лінней,... [читать подробенее]
Результати Основні сили, що вели боротьбу за владу в Києві в листопаді Проголошення Української Народної Республіки Восени 1917 р. ще більше зросла напруга в політика житті України. Тимчасовий уряд усіма силами перешкоджав Центральній Раді організувати владу в... [читать подробенее]
oplib.ru
Амфотерность гидроксида хрома - Справочник химика 21
Амфотерными свойствами обладают гидроксиды хрома, цинка, алюминия, свинца, олова, сурьмы и др. Оксиды также могут быть амфотерными (например, SnO) и растворяться как в кислотах, так н щелочах. [c.126]Получите гидроксид хрома (III) и экспериментально докажите его амфотерность. [c.132]
Амфотерные свойства гидроксида хрома (П1). К 1 мл раствора соли хрома (И ) по каплям прибавьте раствор аммиака или разбавленный раствор щелочи до образования осадка гидроксида хрома (П1). Осадок разделите на две части, исследуйте его растворимость в растворах кислоты и гидроксида натрия. Каков цвет гидроксида хрома (И ) и продуктов его взаимодействия с кислотой и щелочью Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. [c.150]
Как изменяются кислотно-основные свойства оксидов в ряду СгО - СгОз Приведите реакции, показывающие амфотерность гидроксида хрома(П1). Как взаимодействуют оксиды хрома (II, III, VI) с соляной и серной кислотами [c.136]Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами реагирует с кислотами и щелочами. При растворении в кислотах образуются соли хрома (III), например [c.198]
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ Амфотерность гидроксида хрома (III) [c.129]
Гидроксид хрома (1П) обладает амфотерными свойствами. Он взаимодействует с кислотами [c.470]
Гидроксид хрома (П1) обладает амфотерными свойствами [c.305]
Хлорид хрома (III) взаимодействует с раствором гидроксида натрия и при этом выпадает осадок гидроксида хрома (III) (уравнение 3). Однако гидроксид хрома (III), обладая амфотерными свойствами, может затем реагировать с раствором гидроксида натрия, полностью при /. 4 114,3-1,4-40 этом растворяясь (уравнение 4). Из условия задачи имеется-- = [c.139]
Из амфотерности гидроксида хрома (111) можно сделать вывод, что в водном растворе существует равновесие, которое можно выразить уравнением [c.198]
Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными гидроксидами, или амфотерными электролитами — амфолитами. К таким гидроксидам кроме гидроксида цинка относятся гидроксиды алюминия, хрома(П1), железа (П1), меди(П), олова (IV) и другие. [c.243]
Гидроксид хрома (И1) Сг(ОН)з имеет амфотерный характер. Он растворяется в кислотах и щелочах с образованием соединений трехвалентного хрома. [c.513]
Сочетание в продуктах реакции гидроксида калия и обладающего амфотерными свойствами гидроксида хрома (1П) можно представить как результат гидролиза хромита калия [c.142]
Известно, что гидроксид хрома(III) —амфотерное соединение. Поясните это утверждение ответ сопроводите необходимыми реакциями и справочными данными. [c.136]
Напишите уравнения реакций, которые доказывают амфотерный характер гидроксида хрома (П1). [c.72]
Хром образует оксиды СгО, СгаОз, и СгОз. Оксидам хрома (II) и (III) соответствуют гидроксиды Сг(ОН)а (основный) и Сг(ОН)з (амфотерный). Амфотерность гидроксида хрома (III) проявляется в реакциях с кислотами и щелочами [c.137]
Серо-зеленый осадок амфотерного гидроксида хрома растворим в кислотах [c.418]
Напишите уравнения диссоциации амфотерных гидроксидов цинка, хрома и алюминия. В чем особенность диссоциации этих соединений [c.80]
Докажите амфотерность а) гидроксида бериллия, б) гидроксида хрома(Ш) составлением уравнений их реакций с серной кислотой и твердым гидроксидом калия. [c.105]
Такой подход ие меняет сделанных выводов у амфотерного гидроксида Сг(ОН)з, как и ему подобных, в кислой среде равновесие смещается в сторону образования солей хрома, в щелочной — в сторону образования хромитов (гидроксокомплексов). Очевидно, в водных растворах существуют равновесия [c.127]
СггОз с оксидами ряда металлов образует смешанные оксиди М Ю-СггОз (шпинели). Гидроксид хрома (III) Сг(ОН)з — плохэ растворимое в воде амфотерное вещество, серовато-голубого цвета. При растворении его в кислотах образуются производные иона [Сг(Н20)б (фиолетового цвета), а при растворении в щелочах — производные хромитов [Сг(ОН)4]- и [Сг(ОН)б] (з[c.528]
Учащиеся переходят к выполнению следующего задания из раствора КСг(804)2 получите гидроксид хрома (П1), докажите его амфотерность. [c.148]
При добавлении к солям хрома(III) щелочей выпадает амфотерный осадок СггОз мНзО, который медленно (на холоду) или быстро (при нагревании) переходит сначала в тригидрок-сид Сг(ОН)з, затем в метагидроксид СгО(ОН). Гидроксиды хрома (III) амфотерны при рН>11 в растворе существуют зеленые гексагидроксохромат(П1)-ионы [Сг(ОН)б] . [c.239]
Оксиду СГ2О3 соответствует гидроксид хрома (П1) [Сг(0Н)з1п — это многоядерный слоистый полимер (см. I. И), нерастворимый в Еюде, вещество зеленого цвета, обладающее амфотерными свойствами. [c.381]
Полутораокись хрома СГ2О3 — зеленый порошэк, химически довольно инертный.Свежеосажденный гидроксид хрома (П1) проявляет амфотерные свойства, растворяясь в кислотах и щелочах [c.105]
Гидроксид хрома (П1) имеет явно выраженный амфотерный характер. Как основные, так и, особенно, кислотные свойства его выражены слабо. С кислотами Сг (ОН)з дает соли окиси хрома, со щелочами — соли гидро-ксохромистой кислоты [c.323]
Задача Н-23. При действии раствора КОН на хлориды алюминия и хрома (III) образующиеся вначале амфотерные гидроксиды А1(0Н)з и Сг(ОН)з в избытке щелочи растворяются, переходя в гидроксокомплексы [c.172]
Кроме того, они образуют соединения, отвечающие степени окисления +2 и -ЬЗ. Соединения хрома (III) по свойствам во многом сходны с соединениями алюминия (III). Это объясняется тем, что радиусы ионов Сг + (0,63А) и AF+ (0.54А) близки. Гидроксид хрома Сг(ОН)з, как и А1(0Н)з, амфотерное соединение. В отличие от соединений алюминия соединения хрома (III) обладают восстановительными свойствами. Высшие оксиды рассматриваемых элементов ЭО3 и соответствующие им гидроксиды Н2ЭО4 обладают кислотными свойствами. Соединения хрома (VI) СгОз, Н2СГО4, Н2СГ2О7 и их соли — сильные окислители. [c.97]
Гидроксид хрома (III) — Сг(ОН)з— является амфотерным гидроксидом, он осаждается при действии шело-чей на соли хрома (III) [c.319]
Если сопоставить гидроксиды хрома с разной степенью окисле-+2 +1 +в ния Сг(ОН)а, Сг(ОН)з и Н2СГО4, то легко сделать вывод, что с возрастанием степени окисления основные свойства гидроксида ослабевают, а кислотные усиливаются Сг(ОН)2 — проявляет основные свойства, Сг(ОН)з — амфотерные, а Н2СГО4 — кислотные. [c.199]
Хром (111) обнаруживает сходство с алюминием, что обуслоалено близостью радиусов их ионов. Это проявляется в сходстве оксидов Э Оз (твердость, амфотерность), в амфотерности гидроксидов Э(ОН)з, в полной гидро-лизуемости ЭгЗз и Э2(СОз)з- [c.513]
Оксид хрома (III) СГ2О3 и гидроксид хрома (III) Сг(ОН)з—амфотерные соединения. При растворении их в растворах щелочей образуются комплексные соединения хрома [c.270]
Осаждение темно - зеленого геля Сг(ОН)з начинается при рН 5,3, т.е. в кислой среде, что свидетельствует о его слабо выраженном основном характере. Гидроксид хрома (П1) обладает амфотерными свойствами и легко растворяется как в избытке сильной кислоты, так и в избьггке раствора щелочи. [c.40]
Отметьте цвет полученных кристаллов и, растворив небольшое их количество, наблюдайте цвет раствора. Докажите присутствие в растворе ионов Сг , получив гидроксид хрома и убедившись в его амфотерности. Определите качестветю присутствие ионов 50Г в растворе и напишите уравнение диссоциации хромо-калиевых квасцов в водном растворе. [c.233]
Гидроксид хрома обладает амфотерными свойствами. Со структурной точки зрения, гидроксид хрома (+3), имеюпщй переменный состав СггОз-гНгО, обладает пространственным строением многоядерного комплекса. Структурными единицами его являются октаэдры [Сг(0Н)й]3 и [Сг(НгО)б] , связанные между собой оловыми ОН-мостиками. Относительное количество лигандов ОН и Н2О может [c.450]
При добавлении щелочей к солям хрома(П1) выпадает аморфный осадок СГ2О3 ИН2О, который медленно (на холоду) или быстро (при нагревании) переходит сначала в Сг(ОН)з, а затем в метагидроксид хрома СгО(ОН). Гидроксиды хрома(П1) амфотерны при рн > 11 в растворе существует гексагидроксохромат(П1)-ион [Сг(ОН)б] зеленого цвета. [c.232]
chem21.info
