Примеры ОВР соединений хрома. Хром окислитель
Общая характеристика элементов VIВ группы. Хром. Физические и химические свойства. Кислотно-основные и окислительно – восстановительные свойства соединений хрома. Применение хрома.
Общая характеристика элементов VIВ группы
VIБ-группу составляют элементы (переходные металлы) – хром, молибден и вольфрам. Эти редкие металлы находятся в природе в небольшом количестве. Однако благодаря целому ряду полезных химических и физических свойств, широко применяются не только в машиностроении и химической технологии, но и в медицинской практике (сплав Сr – Со - Мо используется в хирургии и стоматологии, молибден и его сплавы применяются как детали рентгеновских трубок, из вольфрама изготовляют аноды рентгеновских трубок, сплавы вольфрама – основа экранов для зашиты от г-лучей.
Сумма валентных электронов хрома, молибдена, вольфрама равна 6, что и определяет их положение в VIБ-группе. Соединения металлов группы VIБ характеризуются набором степеней окисления от +2 до +6. В группе d-элементов проявляется общая тенденция: с увеличением порядкового номера увеличивается устойчивость соединений с высшей степенью окисления. Самым сильным окислителем в состоянии Э6+ является хром. В низших валентных состояниях, следуя все той же тенденции, более сильные восстановительные свойства проявляет Сг2+.Характерной особенностью соединений этой группы является склонность к полимеризации (конденсации) кислородных форм элементов VI группы. Это свойство усиливается при движении по группе сверху вниз.
Хром.
Физические свойства
Хром - твердый, тяжелый, тугоплавкий металл. Один из самых твердых чистых металлов (уступает только бериллию, вольфраму и урану).Чистый Хром пластичен. По результатам современных измерений температура плавления равняется 1907° С. Температура кипения хрома 2671°С. На воздухе поверхность хрома покрывается оксидной пленкой, которая предохраняет его от окисления.
Химические свойства
1) Взаимодействие с неметаллами
4Сr + 3O2 = 2Сr2O3
2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3
Cr + S = CrS
2Cr + N2 = 2CrN
2) Взаимодействие с разбавленными растворами НСI и h3SO4
Сr + 2HCl = СrСl2 + Н2↑
Сr + h3SO4 = CrSO4 + Н2↑
3) Действие концентрированных HNO3 и h3SO4
Простое вещество Cr БЕЗ НАГРЕВАНИЯ не реагирует с серной и азотной концентрированными кислотами
Сr + 6HNO3(к) = Cr(NO3)3 + 3NO2↑ + 3h3O При нагревании!
2Сr + 6h3SO4(к) = Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6h3O При нагревании!
4) Вытеснение малоактивных металлов из водных растворов солей
Сr + CuSO4 = CrSO4 + Сu
Сr + Pb(NO3)2 = Cr(NO3)2 + Pb
Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений хрома.
Соединения Cr (+2) — сильные восстановители, т.к. Хром в минимальной степени окисления.
CrCl2 + 4HCl + O2 = 4СrСl3 + 2Н2О
Соединения Cr (+3) — могут являться и окислителями и восстановителями, т.к. Хром в данных соединениях имеет промежуточную степень окисления.
Сr2O3 + 2Al = 2Сr + Аl2O3
Сr – окислитель
Cr2(SO4)3 + 3Cl2 +16NaOH=2NaCI+6Na2SO4 + 3Na2CrO4 + 8Н2O
Cr – восстановитель
Соединения хрома (+6) — сильные окислители, т.к. Хром находится в максимальной степени окисления.
K2Cr2O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 3Cl2↑ + 2KCl +7Н2О
Применение хрома
1) Хромирование. Слой хрома наносится для декоративных целей, для обеспечения защиты от коррозии или для увеличения твердости поверхности. Хромированные изделия становятся устойчивыми к внешним воздействиям (влаге, воздуху) и не ржавеют.
2) Хром применяется для получения различных сортов специальных сталей. Стали, содержащие более 13 % хрома, почти не ржавеют и применяются для изготовления подводных частей кораблей, в частности, для постройки корпусов подводных лодок.
3) «Нержавейка»—сталь, отлично противостоящая коррозии и окислению, содержит примерно 17—19% хрома и 8—13% никеля. Содержание углерода в нержавеющей стали должно быть минимальным (не более 0,1%).
4) При высоких температурах сталь может покрываться «чешуей» окалины. В некоторых машинах детали нагреваются до сотен градусов. Чтобы сталь, из которой сделаны эти детали, не «страдала» окалинообразованием, в нее вводят 25—30% хрома. Такая сталь выдерживает температуры до 1000°С!
5) Соединения хрома широко используются в производстве красителей.
Вопрос 18.
infopedia.su
Примеры ОВР соединений хрома
ОВР соединений хрома
Как и марганец, хром также образует соединения, в которых проявляет самые разнообразные степени окисления. Соединения хрома в низших степенях окисления являются восстановителями, а в высших – окислителями. Более или менее устойчивыми являются степени окисления 0, +2, +3 и +4 Самая устойчивая из них +3. Как и для марганца, условия протекания окислительно-восстановительных превращений соединений хрома можно изобразить в виде схемы:
В отличие от перманганат-иона MnO4-, устойчивого как в кислотной, так и в щелочной среде, хромат-ион CrO42- устойчив только в щелочной и, отчасти, в нейтральной среде. В кислотной среде хромат-ион превращается в дихромат-ион по реакции:
2CrO42- + 2h4O + = Cr2O72- + 3h3O
Дихромат-ион, в свою очередь, устойчив только в кислотной и, отчасти, в нейтральной среде, а в щелочной превращается в хромат-ион:
Cr2O72- + 2OH- = 2CrO42- + h3O
Так как в кислотной среде окислительные свойства кислотных остатков оксокислот всегда проявляются сильнее, чем в щелочной, дихромат-ион значительно более сильный окислитель, чем хромат-ион. И наоборот, гексагидроксохромат (+3) - ионы, существующие только в щелочной среде, легко окисляются до хроматов (+6) такими сильными окислителями, как хлор, бром или пероксид водорода.
Как и металлический марганец, хром проявляет восстановительные свойства, легко окисляясь ионами оксония (без доступа кислорода – до Cr2+, на воздухе – до Cr3+). Ион Cr2+, в отличие от Mn2+, – очень сильный восстановитель; он легко окисляется кислородом воздуха, восстанавливает ионы Fe3+ до Fe2+, а также вступает и в другие ОВР.
Кристаллический оксид хрома (VI) – очень сильный окислитель. Как и оксид марганца (VII), это кислотный оксид. Он легко реагирует с водой с образованием хромовой кислоты h3CrO4. Следовательно, в ОВР он может вступать только в твердом виде. В частности, органические вещества при соприкосновении с CrO3 окисляются до углекислого газа, сероводород – до SO2, аммиак – до азота.
Составление уравнений ОВР с участием растворов соединений хрома полностью аналогично составлению уравнений реакций в случае соединений марганца, поэтому здесь приводятся лишь уравнения полуреакций ионов, содержащих хром:
Cr2O72- + 14h4O+ + 6e– = 2Cr3+ + 21h3O
CrO42- + 4h3O + 3e– = [Cr(OH)6]3- + 2OH-
[Cr(OH)6]3- + 2OH- – 3e– = CrO42- + 4h3O
Cr2+ – e– = Cr3+
Рассмотрим примеры реакций, которые не являются окислительно - восстановительными:
1. В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:
2K2CrO4 + h3SO4
K2Cr2O7 + K2SO4 + h3O
2. В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:
K2Cr2O7 + 2KOH
2CrO42- + 2H+
Cr2O72- + h3O
щелочная среда
CrO3 - кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO42-:
CrO3 + 2KOH K2CrO4 + h3O
K2CrO4 + h3SO4CrO3 + K2SO4 + h3OK2Cr2O7 + h3SO42CrO3 + K2SO4 + h3O
Пример 1. Составить уравнение реакции, протекающей при взаимодействии бихромата калия, серной кислоты и углерода.
K+, Cr2O7 2-, h3O, C0, SO4 2-, H+
В кислой среде бихромат калия образует соли Cr+3:
Cr2O72- + 14h4O+ + 6е- = 2Сr3+ +7h3O 2
C0 + 2h3O – 4e- = CO2 + 4h4O+ 3
3C0 + 2Cr2O72- + 28 16h4O+ + 6h3O = 4Сr3+ + 3CO2 + 12h4O+ + 14 8 h3O
3C0 + 2K2Cr2O7 + 8h3SO4 = 2Сr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 3CO2 + 8h3O
Пример 2. Составить уравнение реакции, протекающей при взаимодействии бихромата калия и соляной кислоты.
K+, Cr2O7 2-, Cl-, H+
1. В кислой среде бихромат калия образует соли Cr+3:
Cr2О72- + 14 Н+ + 6е- = 2Сr3+ + 7Н2О 1
2Cl- + 2e- = Cl20 3
2. Добавив в обе части уравнения необходимое количество ионов, запишем молекулярное уравнение:
K2Cr2O7 + 14 HCl = 2СrСl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7h3O
Пример 3. Составить уравнение реакции, протекающей при взаимодействии бихромата натрия и гидроксида цезия (реакция не ОВР).
Na+, Cr2O7 2-,Cs+, OH-
Na2Cr2O7 + 2CsOH = Na2CrO4 + Cs2CrO4 + h3O
Пример 4. Составить уравнение реакции, протекающей при взаимодействии бихромата калия и концентрированной серной кислотой (реакция не ОВР).
К2Cr2O7 + 2h3SO4 = 2CrO3 + 2КHSO4 + h3O
infourok.ru
Решение ОВР. Соединения хрома. - 24 Ноября 2014
После некоторого перерыва возобновляем наши труды по углублению знаний в области химии элементов и решению различных ОВР. Ранее мы уже разобрали ряд примеров для таких окислителей как: серная кислота, кислородные соединения хлора (галогенов), азотная кислота. Сегодня остановимся на соединениях хрома.
Как известно еще из школьного курса химии, любой переходный металл в высшей степени окисления является, в той или иной степени, окислителем. Соединения хрома в высшей степени окисления (+6) являются ярким тому примером.
По всем свойствам, хром этот типичный металл. Высший оксид хрома проявляет ярко выраженные свойства кислотного оксида и образует с водой хромовую кислоту, оксиды хрома в низших степенях окисления проявляют основные и амфотерные свойства. Природу явления амфотерности и силы кислот мы кратко разобрали ранее в беседах, посвященных теории электролитической диссоциации и полярности химических связей.
Итак, для начала возьмем простой пример с обменной реакцией. В качестве окислителя выберем оксид хрома +6. В качестве восстановителя используем достаточно активный металл – цинк. Полученная смесь будет представлять собой разновидность термита. Для интереса мы используем нестехиометрическую смесь, а представим, что нам нужен хромит, то есть, соль цинка и несуществующей в природе в свободном виде, хромистой кислоты:
Реакцию запускаем нагревом, например от горящей магниевой стружки, в термостойком тигле, неплотно закрытом шамотной крышкой. В результате бурной реакции получим сплавленную смесь оксида цинка +2 и оксида хрома +3. Как мы выяснили в результате уравнивания реакции, для обеспечения заданной по условию задачи стехиометрии (соотношения компонентов в целевом продукте) требуется некоторый избыток хрома, что повлечет за собой разложение лишнего оксида хрома (6+) с выделением кислорода. Кислород будет улетучиваться из зоны реакции через щель под неплотно закрытой крышкой тигля и унесет с собой много тепла. Поэтому сложно сказать о равномерности и однородности сплавления оксидов в требуемую соль.
Другой наглядный пример получения смешанных соединений в результате термической реакции – горение алюминиевой пудры в оксиде хрома (6+). Достаточно простая реакция горения термита, которую мы так же, уравниваем методом электронного баланса:
Данный процесс примечателен тем, что полученная смесь оксида алюминия и оксида хрома (берем недостаток алюминия, что бы остановить процесс на достаточно устойчивом оксиде хрома (3+)) напоминает состав рубина, знаменитого благодаря его использования в качестве “тела накачки” (рабочего тела) многих промышленных лазеров. Основным компонентом рубина является оксид алюминия, расплавленный при температуре в несколько тысяч градусов Цельсия под высоким давлением в недрах планеты. Характерный красноватый цвет рубину придает примесь ионов хрома (3+) и хрома (6+), чаще всего как раз в виде оксидов хрома. Аналогичным материалом является сапфир, основное отличие которого состоит в преимущественной примеси ионов железа (3+) вместо хрома. Более сложным составом отличается изумруд, содержащий одновременно оксиды ванадия, железа и хрома. Полученный по выше приведенной реакции материал будет иметь пористую структуру и сравнительно низкую механическую прочность, поэтому, производство синтетических минералов для оптических систем, на практике выглядит намного сложнее.
Обратимся к жидким средам. Достаточно классический сильный восстановитель, гидроксид железа (2+) окислим хромовой кислотой:
Реакция легко протекает в жидкой среде даже без нагревания, так как, соединения хрома в степени окисления 6+ это сильные окислители, да и хромовая кислота – достаточно сильная кислота. Соотношение компонентов подберем таким образом, что бы выпал гидроксид железа (3+), то есть, возьмем небольшой избыток гидроксида двухвалентного железа. Реакция достаточно наглядная, проблема только в низкой устойчивости хромовой кислоты в водных растворах, она легко распадается с выделением в осадок оксида шестивалентного хрома.
Другой пример реакции с хромовой кислотой – окисление оксида хрома 2+ (черный порошок). Эта реакция напоминает широко известную реакцию получения газообразного хлора в лабораториях воздействием хлорной кислоты или хлората калия на соляную кислоту.
Но, в данном случае получаем соединение хрома в наиболее устойчивой степени окисления (3+). На практике проведение данной реакции так же затруднительно в связи с малой устойчивостью хромовой кислоты.
Напоследок окислим что-нибудь органическое. Возьмем достаточно сильный восстановитель – метальдегид (метиловый альдегид или альдегид муравьиной кислоты). Среду возьмем щелочную, в качестве окислителя используем достаточно устойчивую соль – бихромат калия:
Лишний раз напоминаю, что связь углерод-водород в органических соединениях считается неполярной, особенно, если данная связь не изменяется в ходе реакции (как в метильном фрагменте молекулы в данном примере). В случае гетероатомов считаем как обычно. В левой части уравнения углерод связан с метильной группой, протоном водорода и кислородом, значит, на углероде заряд должен компенсировать: 0+1-2=-1, следовательно, на углероде заряд +1. В правой части уравнения углерод, так же связан с неизменной метильной группой, двумя кислородами и протоном водорода: 0+1-2.2=-3, требуемый для компенсации заряд на углероде 3+.
Если бы мы использовали для создания среды гидроксид натрия, тогда в продуктах имели бы формиаты (соли муравьиной кислоты) и калия и натрия. Данная реакция немного легче протекала бы в кислой среде (например, серной кислоты), в этом случае мы получили бы свободную муравьиную кислоту. В щелочной среде реакция достаточно быстро протекает при небольшом нагревании.
www.chemfive.info
