3. Получение и применение. Хром амфотерный

Амфотерные соединения » HimEge.ru

Амфотерные оксиды и гидроксиды, например, соединения цинка, бериллия, алюминия, железа, хрома. проявляют

Основные свойства при взаимодействии с сильными кислотами:

ZnO+ 2HCl = ZnCl2 + 2h3O

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2h3O

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3h3O

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3h3O

Кислотные свойства при взаимодействии со щелочами:

а) Реакции при сплавлении.

Формулу гидроксида цинка записывают в кислотной форме h3ZnO2 (цинковая кислота).

h3ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2h3O (цинкат натрия)

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + h3O

Кислотная форма гидроксида алюминия h4AlO3 (ортоалюминиевая кислота), но она неустойчива, и при нагревании отщепляется вода: h4AlO3 – h3O = HAlO2, получается метаалюминиевая кислота.

По этой причине при сплавлении соединений алюминия со щелочами получаются соли – метаалюминаты:

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2h3O

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + h3O

б) Реакции в растворе происходят с образованием комплексных солей:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

ZnO + 2NaOH + 2h3O = Na2[Zn(OH)4] —

тетрагидроксоцинкатнатрия.

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]

Al2O3 + 2NaOH + 3h3O = 2Na[Al(OH)4] —

тетрагидроксоалюминат натрия.

При взаимодействии соединений алюминия со щелочами в растворе получаются разные формы комплексных солей:

Na[Al(OH)4] — тетрагидроксоалюминат натрия,

Na3[Al(OH)6] — гексагидроксоалюминат натрия,

Na[Al(OH)4 (h3O)2] — диакватетрагидроксоалюминат натрия.

Форма соли зависит от концентрации щелочи.

Соединения бериллия — ВеО и Ве(ОН)2 — взаимодействуют со щелочами аналогично соединениям цинка, соединения хрома (III) и железа (III) — Cr2O3, Cr(OH)3, Fe2O3, Fe(OH)3 — аналогично соединениям алюминия, но оксиды этих металлов взаимодействуют со щелочами только при сплавлении.

Cr2O3 + NaOH = NaCrO2 + h3O –

метахромит натрия, хромат (III) натрия.

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + h3O –

феррит натрия, феррат (III) натрия.

При взаимодействии гидроксидов этих металлов со щелочами в растворе получаются комплексные соли с координационным числом 6.

Гидроксид хрома (III) легко растворяется в щелочах.

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]

гексагидроксохромат (III) натрия.

Гидроксид железа (III) имеет очень слабые амфотерные свойства, взаимодействует только с горячими концентрированными растворами щелочей:

Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe(OH)6] -гексагидроксоферрат (III) натрия.

Из рассматриваемых металлов с растворами щелочей взаимодействуют только Ве, Zn, Al:

Be + 2NaOH + 2h3O = Na2[Be(OH)4] + h3 —

тетрагидроксобериллатнатрия.

2n + 2NaOH + 2h3O = Na2[Zn(OH)4] + h3

2Al + 2NaOH + 6h3O = 2Na[Al(OH)4] + 3h3

Железо и хром с растворами щелочей не реагируют, эти реакции возможны только при сплавлении с твёрдыми щелочами.

При рассмотрении способов разрушения комплексных солей можно выделить несколько случаев:

При действии избытка сильной кислоты получается две средних соли и вода:

Na[Al(OH)4] + 4HClизб. = NaCl + AlCl3 + h3O

K3[Cr(OH)6] + 6HNO3 изб. = 3KNO3 + Cr(NO3)3 + 6h3O

При действии недостатка сильной кислоты получается средняя соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода:

Na[Al(OH)4] + HClнед. = NaCl + Al(OH)3¯ + h3O

K3[Cr(OH)6] + 3HNO3 нед. = 3KNO3 + Cr(OH)3¯ + 3h3O

При действии слабой кислоты получается кислая соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода:

Na[Al(OH)4] + h3S = NaHS + Al(OH)3¯ + h3O

K3[Cr(OH)6] + 3h3CO3 = 3KHCO3 + Cr(OH)3¯ + 3h3O

При действии углекислого или сернистого газа получается кислая соль активного металла и амфотерный гидроксид:

Na[Al(OH)4] + CO2 = NaHCO3 + Al(OH)3¯

K3[Cr(OH)6]+ 3SO2 = 3KHSO3 + Cr(OH)3

При действии солей, образованных сильными кислотами и катионами Fe3+, Al3+ и Cr3+ происходит взаимное усиление

гидролиза, получается два амфотерных гидроксида и соль активного металла:

3Na[Al(OH)4] + FeCl3 = 3Al(OH)3¯ + Fe(OH)3¯ + 3NaCl

K3[Cr(OH)6] + Al(NO3)3 = Al(OH)3¯ + Cr(OH)3¯ + 3KNO3

При нагревании выделяется вода:

Na[Al(OH)4] = NaAlO2 + 2h3O

K3[Cr(OH)6] = KCrO2 + 2h3O + 2KOH

himege.ru

Амфотерность — WiKi

Амфоте́рность (от др.-греч. ἀμφότεροι «двойственный; обоюдный») — способность некоторых химических веществ и соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и осно́вные свойства.

Понятие амфоте́рность как характеристика двойственного поведения вещества было введено в 1814 г. Ж. Гей-Люссаком и Л. Тенаром. А. Ганч в рамках общей химической теории кислотно-основных взаимодействий (1917-1927 гг.) определил амфоте́рность как «способность некоторых соединений проявлять как кислотные, так и основные свойства в зависимости от условий и природы реагентов, участвующих в кислотно-основном взаимодействии, особенно в зависимости от свойств растворителя»[1].

Амфотерны гидроксиды таких элементов главных подгрупп, как бериллий, алюминий, галлий, мышьяк, сурьма, селен и др., таких элементов побочных подгрупп как хром, цинк, молибден, вольфрам и многих других. Обычно в химическом поведении гидроксидов преобладает или кислотный, или основный характер[2].

Амфотерность как химическое свойство вещества может проявляться по-разному:

1. В рамках теории электролитической диссоциации это способность вещества к электролитической диссоциации как по механизму кислот (с отщеплением ионов гидроксония, H+ ), так и по механизму оснований (отщепление гидроксид-ионов, OH– ). Электролиты, которые в растворе ионизируются одновременно по кислотному и основному типам называются амфолитами[3]. Если обозначить амфотерный электролит формулой XOH, то его диссоциацию можно описать схемой:

H++XO−⇄XOH⇄X++OH−{\displaystyle {\mathsf {H^{+}+XO^{-}\rightleftarrows XOH\rightleftarrows X^{+}+OH^{-}}}}

Например, кислотно-основные свойства азотистой кислоты определяются равновесными процессами диссоциации с образованием нитрит-аниона и нитрозильного катиона:

HNO2⇄H++NO2− Ka≈10−5{\displaystyle {\mathsf {HNO_{2}\rightleftarrows H^{+}+NO_{2}^{-}\ \ K_{a}\approx 10^{-5}}}} HNO2⇄NO++OH− Kb≈10−7{\displaystyle {\mathsf {HNO_{2}\rightleftarrows NO^{+}+OH^{-}\ \ K_{b}\approx 10^{-7}}}}

Идеальным амфолитом будет вода:

h3O⇄H++OH−{\displaystyle {\mathsf {H_{2}O\rightleftarrows H^{+}+OH^{-}}}}

Также к числу идеальных амфолитов относят гидроксид галлия Ga(OH)3, вторые и третьи константы диссоциации которого по кислотному и основному типам практически одинаковы[2].

2. В рамках протолитической теории Брёнстеда-Лоури проявление амфотерности рассматривается как способность протолита выступать донором и акцептором протона. Например, для воды амфотерность проявляется как автопротолиз[4]:

2h3O→h4O++OH−{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O\rightarrow H_{3}O^{+}+OH^{-}}}}

Амфолитами также будут вещества, имеющие в своём составе функциональные группы, способные быть донорами и акцепторами протонов. Например, к амфотерным органическим электролитам относятся белки, пептиды и аминокислоты. Так аминокислоты имеют в своём составе, по крайней мере, карбоксильную группу –COOH и аминогруппу –Nh3. В растворе эти группы подвергаются частичной ионизации:

h3N-CH(R)-COOH+h3O⇄h3N-CH(R)-COO−+h4O+{\displaystyle {\mathsf {H_{2}N{\text{-}}CH(R){\text{-}}COOH+H_{2}O\rightleftarrows H_{2}N{\text{-}}CH(R){\text{-}}COO^{-}+H_{3}O^{+}}}} h3N-CH(R)-COOH+h3O⇄[h4N-CH(R)-COOH]++OH−{\displaystyle {\mathsf {H_{2}N{\text{-}}CH(R){\text{-}}COOH+H_{2}O\rightleftarrows [H_{3}N{\text{-}}CH(R){\text{-}}COOH]^{+}+OH^{-}}}}

Таким образом, молекула аминокислоты находится в двух равновесных формах, заряженной (цвиттер-ион) и незаряженной. В этих комбинациях R–COOH и R–Nh4+ являются потенциальными кислотами (донорами протонов, катионов), а R–COO– и R–Nh3 – сопряженными потенциальными основаниями (акцепторами протонов, катионов).

3. Амфотерность может проявляться как способность вещества к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями. Это характерно для оксидов, гидроксидов и комплексных соединений некоторых p-элементов и большинства d-элементов в промежуточных степенях окисления. Амфотерность в той или иной степени является общим свойством гидроксидов[3]. Например, для соединений хрома (III) известны реакции[5]:

Cr(OH)3+3HCl→CrCl3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {Cr(OH)_{3}+3HCl\rightarrow CrCl_{3}+3H_{2}O}}} Cr(OH)3+3NaOH→Na3[Cr(OH)6]{\displaystyle {\mathsf {Cr(OH)_{3}+3NaOH\rightarrow Na_{3}[Cr(OH)_{6}]}}} Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {Cr_{2}O_{3}+6HCl\rightarrow 2CrCl_{3}+3H_{2}O}}} Cr2O3+2NaOH→ot2NaCrO2+h3O{\displaystyle {\mathsf {Cr_{2}O_{3}+2NaOH{\xrightarrow[{}]{^{o}t}}2NaCrO_{2}+H_{2}O}}}

Не соответствуют действительности традиционные представления о проявлении амфотерности гидроксидов как диссоциации по кислотному и основному типам[2]. В общем виде амфотерное поведение нерастворимых гидроксидов хрома (III), алюминия, цинка может описано как реакции ионного обмена ионов среды с лигандами h3O и OH–. Например, для Al(OH)3 ионные равновесия могут быть записаны следующим образом:

[Al(OH)3(h3O)3]+3h4O+⇄[Al(h3O)6]3++3h3O{\displaystyle {\mathsf {[Al(OH)_{3}(H_{2}O)_{3}]+3H_{3}O^{+}\rightleftarrows [Al(H_{2}O)_{6}]^{3+}+3H_{2}O}}} [Al(OH)3(h3O)3]+3OH−⇄[Al(OH)6]3−+3h3O{\displaystyle {\mathsf {[Al(OH)_{3}(H_{2}O)_{3}]+3OH^{-}\rightleftarrows [Al(OH)_{6}]^{3-}+3H_{2}O}}}

4. В ряде случаев важным косвенным признаком амфотерности является способность элемента образовывать два ряда солей, катионного и анионного типа[6]. Например, для цинка: ZnCl2, [Zn(h3O)4]SO4 (катионные) и Na2ZnO2, Na2(Zn(OH)4) (анионные).

ru-wiki.org

Амфотерные металлы и их свойства

Амфотерные металлы – это простые вещества, которые по структуре, химическим и физическим свойствам сходны с металлической группой элементов. Сами по себе металлы не могут проявлять амфотерных свойств, в отличие от их соединений. Например, оксиды и гидроксиды некоторых металлов обладают двойственной химической природой – в одних условиях они ведут себя как кислоты, а в других обладают свойствами щелочей.

Основные амфотерные металлы – это алюминий, цинк, хром, железо. К этой же группе элементов можно отнести бериллий и стронций.

Что такое амфотерность?

Впервые это свойство было обнаружено достаточно давно. А термин «амфотерные элементы» был введен в науку в 1814 году известными химиками Л. Тенаром и Ж. Гей-Люссаком. В те времена химические соединения принято было разделять на группы, которые соответствовали их основным свойствами во время реакций.

Тем не менее, группа оксидов и оснований обладала двойственными способностями. В некоторых условиях такие вещества вели себя как щелочи, в других же, наоборот, действовали как кислоты. Именно так и возник термин «амфотерность». Для таких химических веществ поведение во время кислотно-основной реакции зависит от условий ее проведения, природы участвующих реагентов, а также от свойств растворителя.

Интересно, что в естественных условиях амфотерные металлы могут взаимодействовать как с щелочью, так и с кислотой. Например, во время реакции алюминия с сульфатной кислотой образуется сульфат алюминия. А при реакции этого же метала с концентрированной щелочью образуется комплексная соль.

Амфотерные основания и их основные свойства

При нормальных условиях это твердые вещества. Они практически не растворяются в воде и считаются довольно слабыми электролитами.

Основной метод получения таких оснований – это реакция соли металла с небольшим количеством щелочи. Реакцию осаждения нужно проводить медленно и осторожно. Например, при получении гидроксида цинка в пробирку с хлоридом цинка осторожно, каплями добавляют едкий натр. Каждый раз нужно несильно встряхивать емкость, чтобы увидеть белый осадок металла на дне посуды.

С кислотами и кислотными оксидами амфотерные вещества реагируют как основания. Например, при реакции гидроксида цинка с соляной кислотой образуется хлорид цинка.

А вот во время реакций с основаниями амфотерные основания ведут себя как кислоты.

Кроме того, при сильном нагревании амфотерные гидроксиды разлагаются с образованием соответствующего амфотерного оксида и воды.

Самые распространенные амфотерные металлы: краткая характеристика

Цинк относится к группе амфотерных элементов. И хотя сплавы этого вещества широко использовались еще в древних цивилизациях, в чистом виде его смогли выделить лишь в 1746 году.

Чистый металл представляет собой достаточно хрупкое вещество голубоватого цвета. На воздухе цинк быстро окисляется – его поверхность тускнеет и покрывается тонкой пленкой оксида.

В природе цинк существует преимущественно в виде минералов – цинкитов, смитсонитов, каламитов. Самое известное вещество – это цинковая обманка, которая состоит из сульфида цинка. Самые большие месторождения этого минерала находятся в Боливии и Австралии.

Алюминий на сегодняшний день считается наиболее распространенным металлом на планете. Его сплавы использовались на протяжении многих столетий, а в 1825 году вещество было выделено в чистом виде.

Чистый алюминий представляет собой легкий металл серебристого цвета. Он легко поддается механической обработке и литью. Этот элемент обладает высокой электро- и теплопроводностью. Кроме того, данный металл стоек к коррозии. Дело в том, что поверхность его покрыта тонкой, но очень стойкой оксидной пленкой.

На сегодняшний день алюминий широко применяется в промышленности.

fb.ru

Амфотерность гидроокиси хрома - Справочник химика 21

Химики используют реакцию, описанную выше для комплексного иона, для объяснения амфотерного характера гидроокисей. Возьмем в качестве примера амфотерную гидроокись хрома Сг(0Н)з. Гидроокись хро. [c.588]

Если в растворе присутствуют ионы Сг , то сначала под действием щелочи они также осаждаются в виде гидроокиси Сг(ОН) д. При добавлении избытка едкого натра амфотерная гидроокись хрома (1П) растворяется с образованием хромит-иона СЮг. Однако перекись водорода (при нагревании) окисляет хромит-ион до хромат-иона СЮ , сообщающего раствору желтую окраску. [c.157]

Гидроокись хрома амфотерна н выпадает в осадок только при значениях pH от 7,5 до 9,5. [c.216]

Как окись, так и гидроокись хрома обладают явно выраженными амфотерными свойствами, взаимодействуют с кислотными оксидами или кислотами с образованием солей окиси хрома [c.143]

Гидроокись хрома обладает амфотерными свойствами, растворяясь как в кислотах с образованием солей хрома (3+) [c.341]

Гидроокись хрома Сг(ОН)д амфотерна. Написать формулы [c.62]

Проведение опыта. К раствору хлорида хрома(1П) в бокале прилить немного раствора щелочи. Выпадает зеленый осадок гидроокиси хрома (1П). Часть жидкости с осадком перенести во второй бокал. В один бокал добавить раствор соляной кислоты, а в другой — немного раствора щелочи. В обоих случаях осадок растворяется с образованием растворов зеленого цвета, так как гидроокись хрома(III) проявляет амфотерные свойства. Поместить в пробирку немного раствора хромита натрия и прокипятить. Из раствора снова выпадает осадок Сг(ОН)з вследствие гидролиза хромита натрия при нагревании. [c.119]

Задача 7. Получите гидроокись хрома (111) и докажите опытным путем, что она обладает амфотерными свойствами. [c.203]

Гидроокись хрома (III) щелочно-амфотерна [c.211]

Гидрат окиси хрома — гидроокись хрома — выпадает в осадок при добавлении щелочей к растворам солей трехвалентного хрома. Осадок мало растворим в воде, окрашен в серовато-голубой цвет, обладает типичными свойствами геля, имеет амфотерный характер. О составе гидроокиси хрома в литературе не существует единого мнения. Одни исследователи полагают, что она содержит переменное количество воды и отвечает формуле СггОз л-НгО, другие приписывают ей определенный стехиометрический состав. Подробно о составе, свойствах, методах получения, а также о процессах старения, обезвоживания и окисления гидроокиси хрома см. [998]. [c.577]

Гидроокись хрома амфотерна. [c.100]

Гидроокись хрома является амфотерным электролитом, i в растворе его имеет место равновесие [c.252]

Гидроокись хрома амфотерна и выпадает в осадок только три значениях рН от 7,5 до 9 6. [c.237]

Какими свойствами — кислотными, основными или амфотерными — обладает гидроокись хрома Составить уравнения реакций. [c.293]

Гидроокись хрома представляет собой серо-синее, нерастворимое в воде вещество, обладающее амфотерными свойствами. При действии на него кислотами получаются соли, например [c.454]

Гидроокись хрома, так же как и гидроокись алюминия, имеет амфотерный характер. Кислые свойства у Сг(ОН)д выражены ела- [c.338]

Гидроокись хрома обладает амфотерными свойствами, плохо растворима в воде, легко переходит в коллоидное состояние п легко растворяется в щелочах и кислотах с образованием солей [c.245]

Гидроокись хрома Сг(ОН)з осаждают из растворов солей хрома(П1) гидроксил-ионами в виде объемистого студенистого серовато-зеленоватого осадка, нерастворимого в воде. Этот осадок содержит переменные количества воды, которую, как и гидроокись алюминия (стр. 565), постепенно теряет. Свеже-полученный гель гидроокиси хрома легко растворяется как в кислотах с образованием солей хрома, так и в щелочах с образованием хроматов(П1) следовательно, гидроокись хрома обладает амфотерными свойствами. При стоянии реакционная способность гелей гидроокиси хрома снижается. [c.644]

Гидроокись хрома Сг (ОН)з — серо-зеленого цвета, обладает амфотерным характером. Осадок Сг (ОН)з выпадает из 0,01 М раствора солей трехвалентного хрома, если pH = 4,6 и растворяется в щелочи, взятой в избытке (при pH = 13—14). При растворении Сг (ОН)з в щелочах образуются хромиты — соли метахромистой кислоты НСгОг [c.112]

Какими реакциями можно доказать амфотерный характер гидроокиси хрома Привести уравнения. 10. Как практически определить, является ли данная гидроокись амфотерной [c.136]

Окись И гидроокись Хрома обладают амфотерными свойствами. Для трехвалентного хрома существует два типа солей где хром является катионом, например хлорид хрома СгС1з, сульфат хрома Сг2(504)з, и где хром входит в состав аннона, например соли метахромистой НСгО и ортохромистой НдСгОз кислот. Соли трехвалентного хрома окрашены в зеленый, сине-зеленый или сине-фиолетовый цвета. [c.294]

Гидроокись хрома, подобно гидроокиси алюминия, амфотерна. Она растворяется в растворах кислот, вновь образуя соли трехвалентного хрома зеленовато-фиолетового цвета (ок-заска гидратированных ионов Сг +) и в растворах щелочей, об-)азуя хромиты —- соли зеленого цвета (окраска нонов Н2СГО3-) [c.150]

X Р О м й т ы — соединения трехвалентного хрома, представляющие собой соли очень слабой хромистой к-ты (гидрата окиси хрома СГ2О3 X X ХН2О) или двойные соединения окиси хрома с др. окислами. Встречаются X. в виде природных минералов — хромшпинелидов, входящих в состав хромитовых руд магматического происхождения. Важнейшим минералом является хромит. Гидроокись хрома амфотерна растворяется [c.704]

При действии избытка щелочи амфотерные гидроокиси А1 (ОН) 3 и Zn(0H)2 образуют растворимые алюминат- и цинкат-ионы. Гидроокись хрома Сг(ОН)з при действии избытка NaOH сначала образует хромит (СгОг), который затем под влиянием Н2О2 при нагревании окисляется до хромата (СГО4 ). В то же время остальные катионы III группы, гидроокиси которых не имеют амфотерных свойств, остаются в осадке, причем марганец окисляется перекисью водорода до Mol , а кобальт — до Со . Следовательно,, в осадке могут находиться Ре(ОН)з, Ni(0H)2, Со(ОН)з, МпО (ОН) 2 и Ti (ОН) 4. [c.362]

Сг +. а) Основания ЫаОН, КОН, МН40Н образуют с ионами Сг + амфотерную гидроокись Сг(ОН)з, в избытке реактива образующую растворимую соль — хромит Ыа[Сг(0Н)4]или К[Сг(0Н)4]. [c.13]

Гидроокись хрома проявляет амфотерный характер. При растворении ее в кислотах получаются соли трехвалентного хрома 2Сг (ОН)з + 3h3SO4 = Ст, (804)3 + бН О [c.292]

Гидроокись хрома также является амфотерным соединением, но в присутствии ионов Мп+ и 2п++ образует нерастворимые в щелочах хромиты цинка и марганца п Сг02)2 и Мп(Сг02)г-Поэтому при разделении катионов третьей группы, кроме щелочи, к раствору прибавляют перекись водорода для окисления Сг= + в Сг . После окисления хром, так же как алюминий и цинк, находится в растворе, но в виде ионов Сг07 . [c.89]

Кроме того, для хроматографического разделения ионов может быть использована их амфотерность. Это возможно в тех случаях, когда раствор содержит смесь амфотерных и неам-фотерных катионов. Обычно такой раствор пропускают через Н-катионит, задерживащий все катионы. Затем промывают колонку раствором щелочи (едкого натра или едкого кали), в результате чего поглощенные катионы вытесняются из катионита. При этом под действием избытка щелочи амфотерные катионы переходят в анионы, которые не могут задерживаться катионитом и проходят в фильтрат. Катионы неамфотерных металлов образуют со щелочью нерастворимые гидроокиси, осаждающиеся в колонке на зернах катионита. Например, если колонку катионита КУ-2, поглотившего ионы Ре + и Си +, промывать концентрированным раствором едкого натра, тоамфотерный катион Си + переходит в куприт-анион СиО " и можно наблюдать, как из колонки вытекает синий раствор куприта натрия. Катион Ре + со щелочью образует гидроокись Ре(ОН)з, которая остается в колонке, но при необходимости может быть удалена действием кислоты. Таким образом удается разделить катионы Ре и Си +. Подобно этому от железа и других неамфотерных металлов отделяют амфотерные алюминий, хром, цинк, сурьму, молибден. [c.244]

Хром (Сг, ат. вес 52,00) образует окрашенные соединения, в которых он может быть двух-, трех- или шестивалентным. В фотометрическом анализе используются ионы Сг +, СгО и СгзО . Гидроокись хрома обладает амфотерными свойствами при pH 5 она выпадает в осадок и растворяется в сильно ш,елочной среде (pH 13). Хром(П1) образует оксалатные, тартратные и этилендиаминтетраацетатные комплексы. Хром(П) является сильным восстановителем. Хром(У1) обладает окислительными свойствами. [c.450]

Окись и гидроокись хрома обладают амфотерными свойствами. Для трехвалентного хрома существуют два типа солей с хромом в качестве катиона, например хлорид хрома СгСЬ, сульфат хрома Сг2(304)з, и с хромом, входящим в анион, например соли метахромистой НСгОг и ортохромистой НзСгОз кислот. Соли трехвалентного хрома окрашены в зеленый, сине-зеленый или сине-фиолетовый цвета. [c.270]

Очевидно, металлы как восстановители, будут вступать в реакции с различными окислителями, среди которых могут быть простые вещества (неметаллы), кислоты, соли менее активных металлов и некоторые другие соединения. Так, все металлы образуют соединения с кислородом — окислы. При этом окислы наиболее активных металлов (щелочных и щелочноземельных) характеризуются основными свойствами. С уменьшением же активности металлов свойства окислов изменяются от основных, в которых металлы проявляют низшую степень окисления, через амфотерные с промежуточной степенью окисления к кислотным, где проявляется их высшая степень окисления. Например, хром может существовать в трех различных степенях окисления - -2, +3, -Ьб. Проявляя низшую из них, он образует основной окисел СгО, которому соответствует гидроокись Сг (0Н)2. Хром со степенью окисления 4-6 образует кислотный окисел СгОз, которому соответствует хромовая кислота НзСгО . И, наконец, хром с промежуточной степенью окисления образует амфотерный окисел СГзОз, которому соответствует гидроокись Сг(ОН)з. Из этого примера видно, что металлы, имеющие различную степень окисления, могут проявлять свойства как металлов, так и неметаллов. [c.283]

СЯ, по-видимому, не ионы типа 2п01 , а, скорее, 2п 0Н)1 и т. п.). Чем выше степень окисления металла, тем меньше его размер и тем более кислой становится его гидроокись так, например, хром в состоянии окисления +6 и марганец в состояниях окисления +6 и +7 являются исключительно кислотными. С другой стороны, амфотерные тенденции могут обнаруживаться и у больших неметаллических атомов. Так, например, иодноватистая кислота часто ведет себя так, как будто она диссоциирует не на 10 и Н" , а на Г и ОН . [c.209]

Высший окисел хрома — окись хрома — является кислотным окислом, он образует хроматы и бихроматы. Низший окисел СгО имеет основной характер он образует иои хрома Сг " и его соли. В пвдроокиси хрома Сг(ОН)д этот элемент находится в промежуточном окислительном состоянии, и поэтому гидроокись обладает амфотерными свойствами. С кислотами она образует соли хрома(III), такие, как сульфат хрома Сг2(304)з, а в растворах сильных оснований растворяется с образованием хромит-иона Сг(ОН)". [c.426]

chem21.info

3. Получение и применение - Вопрос 44. Хром - Общая и органическая химия - Лекции 1 курс - Medkurs.ru

В промышленности получают как чистый хром, так и его сплав с железом (феррохром). Чистый хром получают восстановлением его оксида алюминием:

Сг2О3 + 2 Аl = 2 Сr + Аl2O3.

Феррохром бывает 2-х видов: содержащий и не содержащий углерод. Первый получают восстановлением хромистого железняка коксом:

FеО * Сr2О3 + 4 С = Fе + 2 Сr + 4 СО,

второй — восстановлением хромистого железняка алюминием:

3 FеО * Сr2О3 + 8 Аl = 3 Fе + 6 Сr + 4 Аl2O3.

Кислородные соединения хрома (III). Оксид хрома (III) (Сr2О3) является амфотерным. В обычных условиях это порошок зеленого цвета. Он не растворяется в воде, очень слабо растворяется в кислотах и щелочах, а при сплавлении со щелочами или карбонатами щелочных металлов образует растворимые в воде соли хромистой кислоты — хромиты:

Сr2О3 + 2 NаОН = 2 NаСrО2 + Н2О;

Сr2О3 + К2СО3 = 2 КСrО2 + СО2.

Оксид хрома (III) при сплавлении со щелочами в присутствии кислорода воздуха может окисляться до хроматов:

2 Сr2О3 + 8 КОН + 3 O2 = 4 К2СrО4 + 4 Н2О.

В лабораторных условиях оксид хрома (III) можно получить термическим разложением дихромата аммония:

(NН4)2Сr2O7 = Сr2О3 + N2 + 4 Н2О.В промышленности оксид хрома (III) получают восстановлением дихромата калия коксом или серой:

2 К2Сr2О7 + 3 С = 2 Сr2О3 + 2 К2СО3 + СО2;

К2Сr2О7 + S = Сr2О3 + К2SO4.

Оксид хрома (III) применяется для получения хрома, а также для изготовления масляных и акварельных красок. Хромовые краски устойчивы к действию влаги и нагреванию. Соли хрома (III) применяются в промышленности для получения хромовой кожи.

При действии щелочей на растворы солей хрома (III) выпадает осадок гидроксида хрома (III) Сr(ОН)3 серовато-голубого цвета. Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. В отличие от оксида гидроксид хрома легко растворим как в кислотах, так и в щелочах:

2 Сr(ОН)3 + 3 Н2SO4 = Сr2(SO4)3 + 6 Н2О;

Cr(ОН)3 + 3 NаОН = Nа3[Сг(ОН)6],

поэтому его можно осадить, только если не добавлять избытка щелочи. При нагревании гидроксид хрома (III) теряет воду, превращаясь в оксид:

2 Сr(ОН)3 = Сr2О3 + 3 Н2О.

Большинство солей хрома (III) хорошо растворимо в воде, но легко подвергается гидролизу. Сульфат хрома вместе с сульфатами калия, аммония, рубидия или цезия выкристаллизовывается в виде квасцов Ме2SO4 * Сr2(SO4)3 * 24 Н2О или МеСг(SO4)2 * 12 Н2О, где Ме — катион калия, аммония, рубидия или цезия.

Хромовый ангидрид и хромовые кислоты — соединения, в которых хром содержится в высшем валентном состоянии: +6. Триоксид хрома (СrО3) — кислотный оксид, который взаимодействует с водой, основными оксидами и основаниями:

СrО3 + Н2О = Н2СrO4;

2 СrО3 + Н2О = Н2Сr2О7;

СrО3 + СаО = СаСrО4;

СrО3 + 2 КОН = К2СrО4 + Н2О.

Хромовый ангидрид может образовывать как хромовую, так и двухромовую кислоты и их соли. Состояние равновесия:

2 СrО42- + 2 Н+ Y 2 НСrО— Y Cr2О72- + Н2О

зависит от кислотности среды: в кислом растворе основная масса хрома находится в виде дихромата, а в щелочном, где концентрация ионов водорода очень мала, — в виде хромата.

Хромовый ангидрид — очень сильный окислитель. Реакции его с некоторыми органическими веществами в присутствии серной кислоты протекают со взрывом:

8 СrО3 + 3 СН3СОСН3 + 12 Н2SО4 = 4 Сr2(SО4)3 + 9 СО2 + 9 Н2О.

Хромовый ангидрид можно получить действием концентрированной серной кислоты на сухие хроматы или дихроматы:

K2CrO4 + h3SO4 = K2SO4 + CrO3 + h3O;

K2Cr2O7 + h3SO4 = K2SO4 + 2 CrO3 + h3O.

Хромовый ангидрид применяется как окислитель при различных органических синтезах.

Соли щелочных металлов и аммония хромовых кислот хорошо растворимы в воде. Соли других металлов растворяются трудно. Дихромат калия (К2Сr2О7 хромпик) широко применяется как окислитель в лабораторной практике и химической технологии. Действие хроматов и дихроматов как окислителей проявляется в кислой среде:

К2Сr2О7 + 6 FеSO4 + 7 Н2SO4 = К2SО4 + Сr2(SO4)3 + 3 Fе2(SO4)3 + 7 Н2О.

При прибавлении раствора железного купороса к раствору дихромата калия оранжевая окраска исчезает и появляется зеленая, обусловленная образованием гидратированных ионов Сг3+.

Бромиды и иодиды окисляются дихроматом калия до свободных галогенов:

К2Сr2О7 + 6 КI + 7 Н2SO4 = Сr2(SO4)3 + 3I2 + 4 К2SO4 + 7 Н2О.

При взаимодействии дихромата калия с иодоводородной и бромоводородной кислотами подкислять раствор не требуется, так как необходимую кислотность создают сами восстановители, которые являются сильными кислотами:

К2Сr2О7 + 14 НВr = 2 КВr + 2 СrВr3 + 3 Вr2 + 7 Н2О.

Выделяющийся иод или бром маскирует переход оранжевой окраски раствора в зеленую.

В аналитической химии реакция окисления хроматом или дихроматом калия различных ионов используется для их определения. Этот метод анализа называется хроматометрией.

Раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте называется хромовой смесью и используется в лабораторной практике для мытья посуды. Он легко удаляет жир с поверхности стекла, окисляя его образующимся хромовым ангидридом и смывая концентрированной серной кислотой.

Далее по теме:

www.medkurs.ru