Опыт 8. Окислительные свойства солей хрома (VI). Окислительные свойства хрома

Окислительные свойства хрома. Задачи 1085

Задача 1085. Для каких соединений хрома характерны окислительные свойства? Привести примеры реакций, в которых проявляются эти свойства.Решение: а) В соединениях хрома (II) атомы хрома находятся в своей степени окисления +2, поэтому они способны понижать степень окисления с +2 до 0, т.е. проявлять окислительные свойства. Восстанавливается водородом до металлического хрома при 1000°С:

CrO + h3 ⇒ Cr + h3O

Также можно восстановить коксом:

CrO + C ⇒ Cr + CO

б) Соединения Cr3+ наиболее устойчивая степень окисления хрома. Для соединений хрома(III) характерны окислительные и восстановительные свойства, потому что он находится в своей промежуточной степени окисления +3. хром(III) способен уменьшать свою степень окисления с +3 до +2, например:Реакция алюмотермии:

2Al + Сг2О3 ⇒ 2Cr + Al2O3

Силикотермическое восстановление основано на реакции:

2Cr2O3 + 3Si + 3CaO = 4Cr + 3CaSiO3

Восстановлением безводного хлорида хрома(III) водородом при 450° С:

2CrCl3 + h3 = 2CrCl2 + 2HCl

Восстановление хлорида хрома(III) цинком в присутствии соляной кислоты:

2CrCl3 + 3Zn + 4HCl = 2CrCl2 + 3ZnCl2 + 2h3↑

в) Соединения хрома(VI) — сильные окислители, например:

K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2↑ + 2CrCl3 + 2KCl + 7h3O.

В кислой среде хром восстанавливается сульфитом натрия от хрома (VI) до хрома (III):

K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4h3SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + 4h3O.

Разложение дихромата аммония:

(Nh5)2Cr2O7 ⇒ Cr2O3 + N2↑ + 4h3O

В кислотной среде соединения Сr+6 переходят в соединения Сr+3 под действием восстановителей: h3S, SO2, FeSO4

K2Cr2O7 + 3Н2S +4Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4 + 7Н2О

Оксид хрома (VI) – очень сильный окислитель, поэтому энергично взаимодействует с органическими веществами:

С2Н5ОН + 4СrО3 = 2СО2↑ + 2Сr2О3 + 3Н2О

Окисляет также иод, серу, фосфор, уголь:

3S + 4CrO3 = 3SO2↑ + 2Cr2O3

Задача 1086. В какой среде — кислой или щелочной наиболее выражены окислительные свойства хрома (VI)? восстановительные свойства хрома (III)? Чем это объясняется?Решение:а) Соединения хрома (VI) в кислых растворах проявляют свойства сильных окислителей:

Сг2О72- + 14Н+ + 6 электрон = 2Сг3+ + 7Н2О; Е° = -1,33 В

Хроматы в щелочной среде являются менее энергичными окислителями, чем бихроматы в кислой среде:

СгО42- + 4Н2О + 3 электрон = Сг(ОН)3↓ + 5ОН− ; Е° = - 0,13 В

В щелочной среде образуются соединения хроматы (монохроматы), соли хромовой кислоты h3CrO4 в кислой среде - бихроматы (дихроматы) - соли h3Cr2O7.

С уменьшением рН (с изменением щелочной среды на кислую) хромат ион СгО42-переходит в бихромат-ион Сг2О72-, который обладает большей окислительной способностью.

б) Степень окисления хрома +3 является самой устойчивой, поэтому соединения хрома (III) являются слабыми окислителями и восстановителями, в щелочной среде — восстановительные свойства выражены сильнее:

Cr3+ + 4h3O -3 электрон

= СгО42- + 8H+

При взаимодействии с сильными окислителями соединения Сг3+ окисляются с образованием веществ, содержащих хром в степени окисления +6. Например, при сплавлении Сг2О3 с нитратом калия и карбонатом натрия образуется хромат натрия:

+3 +5 +6 +3 Сг2О3 + 3KNO3 + Na2CO3 ⇒ 2Na2СгО4 + 3KNO2 + 2СО2↑

При взаимодействии с сильными восстановителями соединения Сг3+ восстанавливаются в соединения Сг2+.

Таким образом, хром в своей промежуточной степени окисления +3 проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. Восстановительные свойства Сг2+ выражены сильнее в щелочной среде, потому что гидролиз его солей протекает с образованием кислой среды.

buzani.ru

Опыт 8. Окислительные свойства солей хрома (VI).

В пробирку прилить пипеткой 6-7 капель раствора дихромата калия, 2-3 капли раствора серной кислоты и 1-2 капли иодида калия (KI). Отметить, какой стал цвет раствора. Написать уравнение реакции. Указать окислитель, восстановитель; процессы окисления и восстановления. Подобрать коэффициенты ионно-электронным методом. Рассчитать ЭДС реакции. Далее к этому раствору прилить 3 – 4 капли раствора тиосульфата натрия Na2S2O3 для восстановления выделившегося йода по уравнению реакции:

2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI

Отметить цвет раствора после добавления Na2S2O3 . Сделать вывод о свойствах дихромата калия.

Контрольные вопросы.

1. Как изменяется химическая активность металлов в ряду Cr – Mо – W?

2. Какие степени окисления характерны для хрома, привести примеры соответствующих соединений с кислородом?

3. В каких кислотах растворяется хром? Написать уравнения соответствующих реакций.

4. Объяснить, учитывая стандартные электродные потенциалы хрома и водорода, почему хром в обычных условиях нерастворим в воде, а при его растворении в кислотах с выделением водорода вначале образуются соединения Cr (II), а не Cr (III)?

5. Какие реакции происходят при сплавлении хрома с окислительно – щелочными смесями: а) KNO3 + KOH; б) KClO3 + KOH; в) NaNO3 + Na2CO3? Написать уравнения реакций взаимодействия хрома с указанными смесями.

6. Охарактеризовать кислотно–основные и окислительно–восстановительные свойства оксидов и гидроксисоединений хрома в различных степенях окисления.

7. Как изменяется сила и устойчивость кислот: h3CrO4, h3MоO4, h3WO4?

8. Как влияет pH раствора на состав хромат-ионов? В какой среде могут существовать ионы Cr2O72- ? Рассмотреть схему процесса обратимого превращения Cr2O72- в CrO42- в растворах.

9. Какие свойства – окислительные или восстановительные, характерны в растворе для ионов [Cr(h3O)6]2+, [Cr(h3O)6]3+, [Cr(OH)6]3-, CrO42-, Cr2O72- ?

10. Можно ли получить сульфид хрома (III) в водной среде ?

11. Сравнить гидролизуемость соединений хрома: а) CrCl2 и CrCl3, б) NaCrO2 и Na2CrO4, в)CrCl3 и NaCrO2.

12. Почему при добавлении хлорида бария к растворам хромата и дихромата калия выпадает осадок одного и того же состава? Дать объяснение. Составить уравнения реакций?

13. Закончить уравнения реакций:

а). Cr(OH)3 + …….. ® [Cr(OH)4]- + ……..

б). Cr2(SO4)3 + Cl2 + KOH ® KCl + ……..

в). K2Cr2O7 + KI + h3SO4 ® I2

г). Cr(OH)2 + ……. ® Cr(OH)3 + …..

14. Написать координационные формулы и названия следующих комплексных соединений: CrCl3 * 6h3O; 3KCN * Cr(CN)3; 3NaF * MoF3.

15. Закончить уравнения реакций, протекающих в различных средах (pH = 7, pH < 7, pH >7), в которых окислителем является дихроматы и хромат ионы, а восстановителем – сульфид аммония и сульфит натрия:

а). К2Cr2O7 + 3(Nh5)2S + h3O ® 2Cr(OH)3 + …

б).Cr2O7 2- + 3SO32- +8H+ ® 2Cr3+ + …

в). К2Cr2O7 + (Nh5)2S + 2NaOH- ® 2Na3[Cr(OH)6] + …

16. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

CrCl3 ® Cr(OH)3 ® Na3 [Cr(OH)6] ® Na2CrO42- ® Na2Cr2O7

17. Какова реакция водных растворов хромата и дихромата калия? Ответ обосновать.

18. В какой среде – кислой или щелочной – наиболее выражены окислительные свойства хрома (VI)? Восстановительные свойства хрома (III)? Ответ обосновать.

19. Как приготовить хромокалиевые квасцы, если в качестве исходного вещества взять дихромат калия? Найти массу K2Cr2O7, необходимую для получения 1 кг квасцов.

20. Какой объем хлора (условия нормальные) выделится при взаимодействии одного моль дихромата натрия с избытком соляной кислоты?

Марганец.

Марганец – d – металл VIIВ подгруппы; электронная формула валентных электронов марганца … 3d5 4s2.

Марганец – твердый хрупкий неблагородный металл; в компактном состоянии серебристо – белого цвета, на воздухе принимает серую окраску вследствие образования оксидного слоя.

В ряду стандартных электродных потенциалов металлов располагается между магнием и цинком и является активным металлом. Однако, химическая активность марганца в компактном состоянии сильно снижается за счет пассивирования поверхности оксидной пленкой. При нагревании марганец сгорает на воздухе, образуя оксид состава Mn3O4 . Энергично взаимодействует с галогенами, при этом образуются преимущественно солеобразные галогениды марганца (II). При нагревании марганец взаимодействует со всеми остальными неметаллами. Водород хорошо растворим в марганце, но химических соединений не образует.

В отсутствии пассивирования в мелкодисперсном состоянии марганец при нагревании разлагает воду с выделением водорода. Как активный металл, энергично взаимодействует с неокисляющими разбавленными кислотами. При этом образуются только производные марганца (II).

Mn + 2 HCl ® MnCl2 + h3

Подобным образом действует на марганец и разбавленная азотная кислота:

3Mn + 8HNO3 ® 3Mn(NO3)2 + 2NО + 4 h3O

В соединениях марганец проявляет положительные степени окисления от +2 до +7. Причем, наиболее характерны степени окисления +2,+4, и +7 в кислой и нейтральной среде, +6 – в сильнощелочной среде.

Марганец может служить “модельным элементом” для иллюстрации зависимости кислотно–основных свойств оксидов и гидроксидов от степени окисления.

В индивидуальном состоянии для марганца могут быть получены следующие оксиды: Mn+2O, Mn+32O3 , Mn+4O2 , Mn+72O7 .

Все оксиды, кроме высшего Mn2O7 , являются твердыми ионно–ковалентными соединениями и с водой не взаимодействуют. Поэтому соответствующие гидроксиды получают косвенными путем. Например, Mn(OH)2 образуется в виде студнеобразного, осадка розового “телесного” цвета действием щелочей на водные растворы солей марганца (II):

MnCl2 + 2NaOH ® Mn(OH)2 + 2NaCl

В отличие от других оксидов Mn2O7 является жидкостью черно-зеленого цвета, обладает молекулярной структурой и характеризуется постоянством состава. Высший оксид марганца (VII) – Mn2O7 – энергично взаимодействует с водой, образуя малоустойчивую марганцевую кислоту – HMnO4:

Mn2O7 + h3O ® 2HMnO4.

Марганцевая кислота существует лишь в растворах с концентрацией не более 20%; при больших концентрациях она разлагается с выделением кислорода:

4HMnO4 ® 4MnO2 + 2h3O + 3O2

Ниже сопоставлены кислотно–основные свойства оксидов и гидроксидов марганца. Формулы соединений, не выделенных в свободном состоянии, приведены в скобках.

оксиды:

Mn+2O Mn+32O3 Mn+4O2 (Mn+52O5) (Mn+6O3) Mn+72O7

гидроксиды:

Mn(OH)2 Mn(OH)3 Mn(OH)4 (h4MnO4) ( h3MnO4) (HMnO4)

“телесн” корич. бур. голуб. зелен. фиол.

основ. слаб. осн. амфотер. слаб. кисл. кисл. сильн. кисл.

усиление кислотных свойств

усиление основных свойств

Гидроксиды Mn(OH)2 и Mn(OH)3 характеризуются преимущественно основным характером. В кислой среде они легко образуют аквакомплексы и соответствующие соли Mn(II):

Mn(OH)2 + 2 HCl ® MnCl2 + 2h3O.

Соединения Mn (III) в кислой среде неустойчивы и легко диспропорционируют или восстанавливаются до солей Mn(II).

Темно – бурый осадок Mn(OH)4 можно получить окислением на воздухе гидроксида Mn(OH)2 :

2Mn(OH)2 + O2 + 2h3O ® 2Mn(OH)4

Оксид и гидроксид марганца (IV) являются амфотерными соединениями. И основная, и кислотная функции выражены у них слабо: в разбавленных растворах кислот или щелочей они практически не растворяются.

В концентрированных растворах образуются соли марганца (IV):

MnO2 + 2h3SO4 = Mn(SO4)2 + 2h3O

MnO2 + 2NaOH +2h3O = Na2 [Mn(OH)6]

Соли, отвечающие кислотным свойствам Mn(OH)4 , называются манганитами, а гидроксид марганца (IV) в этом случае рассматривается как марганцоватистая кислота.

Манганиты получают прокаливанием диоксида марганца с оксидами металлов:

MnO2 + BaO = BaMnO3

манганит бария

Манганиты неустойчивы, водой легко гидролизуются, и их трудно выделить в чистом виде. Оксид Mn3O4, известный в природе как минерал гаусманит, может быть получен искусственным путем при взаимодействии Mn(OH)4 как кислоты и Mn(OH)2 как основания:

2Mn(OH)2 + Mn(OH)4 = Mn2MnO4 + 4h3O

Таким образом, с химической точки зрения, оксид Mn3O4 является манганитом марганца (II).

Оксиды и гидроксисоединения марганца в степенях окисления +5 и +6 в индивидуальном состоянии или в растворе не выделены. Однако, в сильнощелочной среде косвенным путем могут быть получены соли соответствующих кислот; например:

t° » комнат.

2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH ® 2K2MnO4 + K2SO4 + h3O

манганат

t°< 0°C

KMnO4 + K2SO3 + 2KOH ® K3MnO4 + K2SO4 + h3O

изб. гипоманганат

В нейтральной и кислой средах манганаты и гипоманганаты легко диспропорционируют

2K3MnO4 + 2h3O = MnO2 + Na2 MnO4 + 4NaOH

гипоманганат калия

Соединения марганца в высшей степени окисления (+7) – Mn2O7 и HMnO4 проявляют сильнокислотные свойства, по силе сравнимые с соляной кислотой. Они легко реагируют с основаниями, образуя соли – перманганаты.

Mn2O7 + 2NaOH ® 2NaMnO4 + h3O

HMnO4 + NaOH ® NaMnO4 + h3O

Многообразие степеней окисления марганца и различная их устойчивость в кислой, нейтральной и щелочной среде обуславливает разнообразие окислительно- восстановительных свойств соединений марганца.

Диаграмма Латимера для марганца:

+ 1,51

+0,564 +2,26 +0,95 +1,51 – 1,18

MnO4- MnO42- MnO2 Mn3+ Mn2+ Mn

+1,70 + 1,23

В высшей степени окисления (+7) соединения марганца – перманганаты – проявляют только окислительные свойства; в промежуточных степенях окисления (+4,+6) – двойственную окислительно – восстановительную способность. Причем, в кислой среде более выражены окислительные свойства окисленных форм, а в щелочной – восстановительные свойства восстановленных форм.

В сильнокислой среде наиболее устойчивы соединения марганца (II). Производные с более высокими степенями окисления марганца (+4,+6,+7) проявляют более выраженные окислительные свойства.

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2h3O

Причем, самые сильные окислительные свойства характерны для манганат – иона (j0MnO42-/MnО2= 2,23).

Соединения Mn+3 и Mn+6 в кислой и нейтральной среде не устойчивы и самопроизвольно диспропорционируют:

3 MnO2-4 + 4H+ ® 2MnO4- + MnO2 + 2h3O

2 Mn3+ + 2h3O ® Mn2+ + MnO2 + 4H+

Производные Mn (+2) в кислой среде могут выступать в качестве восстановителей только под воздействием наиболее сильных окислителей таких, как висмутат натрия (NaBiO3) или диоксид свинца (PbO2):

2MnSO4 + 5PbO2 + 3h3SO4 = 2HMnO4 + 5PbSO4 + 2h3O

В сильнощелочной среде стабилизируется степень окисления (+6). Поэтому производные Mn+2 и Mn+4 в этих условиях проявляют восстановительные свойства и сильными окислителями превращаются в манганаты:

3MnSO4+2KClO3+12KOH = 3 K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6h3O

2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2h3O

Окислительная способность перманганат – иона MnO4- - в сильнощелочной среде меньше и восстанавливается он до манганат – иона – MnO42-:

2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + h3O

В нейтральной (слабокислой и слабощелочной) среде наиболее стабильна степень окисления +4, поэтому манганаты и перманганаты в этих условиях восстанавливаются до MnO2.

Наибольшее практическое значение как окислитель имеет перманганат калия. Его окисляющая способность и состав продуктов восстановления определяются кислотностью раствора:

+ 5 е Mn2+бесцвет. (в сильнокислой среде)

KMn+7O4 + 3 е Mn+4O2 бурый (в нейтральной среде)

фиол. + 1 е MnO42- зелен. (в сильнощелочной среде)

Многие соединения марганца термически неустойчивы. Так, при повышенной температуре перманганат калия ступенчато разлагается с отщеплением кислорода:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

4KMnO4 = 4MnO2 + 2K2O + 3O2

Лабораторная работа №9

infopedia.su

Лабораторная работа № 10

ИССЛЕДОВАНИЕ СВОЙСТВ ХРОМА И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ.

Теоретическое введение

Хром – элемент VI В группы. Строение его электронной оболочки 1s22s22p63s23p63d54s1. У атома хрома шесть валентных электронов: один на 4s- подуровне последнего уровня (4s1)и пять на 3d –подуровне предпоследнего энергетического уровня (3d5). В атоме 42Mo достраивается d-подуровень предпоследнего уровня. При этом у атома молибдена электронная конфигурация (n-1)d5s1, а у атома вольфрама 5d46s2. Максимальная степень окисления этих металлов +6.Для молибдена и вольфрама характерна в соединениях промежуточная степень окисления +4, для хрома +3. В химических соединениях хром проявляет различные степени окисления : +2, +3, +6; наиболее устойчивая степень окисления хрома +3. Хром – твердый блестящий металл, плавящийся при 18900С; плотность его 7,19 г/см3. При комнатной температуре хром устойчив по отношению к воде и воздуху. В ряду стандартных электродных потенциалов хром стоит между цинком и железом. Стандартный электродный потенциал хрома φ0= -0,71. В, поэтому хром растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах с выделением водорода и образованием солей хрома Cr3+. Азотная кислота, концентрированная серная, царская водка пассивируют хром, увеличивая его потенциал до +1,2 В (по отношению к стандартному водному электроду). Пассивированный хром подобен благородным металлам. Атомные и ионные радиусы молибдена и вольфрама близки по значению, поэтому эти металлы сходны по физическим и химическим свойствам, но существенно отличаются от хрома. При переходе от хрома к вольфраму восстановительная активность металлов несколько понижается. Молибден и вольфрам отличаются слабо выраженными свойствами пассивироваться. Кислород взаимодействует с этим металлами при температуре выше 6000С. Молибден и вольфрам окисляется фтором при обычной температуре, а хром при нагревании; молибден и вольфрам растворяются только в азотной, концентрированной серной кислотах и “царской водке” при нагревании. Для молибдена и вольфрама устойчивы оксиды MoO2, WO2, MoO3 и WO3. Оксид MoO3 плохо растворим в воде; с водой он образует малорастворимую молибденовую кислоту. Оксид WO3 еще менее растворим в воде. Оба эти соединения, проявляя кислотные свойства, взаимодействуют со щелочами, образуя соли - молибдаты и вольфраматы.

Хром образует три оксида: CrO (основной), Cr2O3 (амфотерный) и CrO3 (кислотный). Соответственно этим трем оксидам известны и гидроксиды хрома. Основной гидроксид Cr(OH)2 , как и все соединения хрома со степенью окисления +2, неустойчив, в реакциях является сильным восстановителем, легко окисляется кислородом воздуха с образованием Cr(OH)3.

4Cr(OH)2↓ + O2 + 2h3O = 4Cr(OH)3

Гидроксид Cr(OH)3 имеет амфотерный характер и растворяется в кислотах с образованием солей хрома (III), а в щелочах – с образованием растворов гидроксохромитов:

Cr(OH)3↓+ 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]

Cr(OH)3↓+ 3OH– = [Cr(OH)6]3–

или

Cr(OH)3↓+ OH– = [Cr(OH)4]–

Соли хрома (III) в водных растворах сильно гидролизованы создают кислую реакцию среды и легко превращаются в основные соли:

CrCl3 + h3O ↔ CrOHCl2 + HCl

или

Cr3+ + h3O ↔ CrOh3++ H+

Гидролиз сульфида и карбоната хрома протекает необратимо с образованием гидроксида хрома и сероводородной или угольной кислот. Хром в щелочной среде является хорошим восстановителем, в присутствии окислителей соли Cr(III) они легко переходят в хроматы:

2K3[Cr(OH)6] + 3Br2 + 4KOH= 2K2CrO4 + 6KBr + 8h3O

или

[Cr(OH)6]3-+ 2OH--3ē = CrO+ 4Н2О

Кислотному оксиду хрома CrO3 соответствуют две кислоты: хромовая h3CrO4 и двухромовая h3Cr2O7. Обе кислоты существуют только в растворе, но соли их устойчивы. Соли хромовой кислоты называются хроматами, а двухромовой – дихроматами. Хромат-ион СrOжелтого цвета, а дихромат-ион Cr2O72 - оранжевого цвета. Хроматы могут обратимо переходить в дихроматы:

Н+

2CrO42- +H+Cr2O72- + OH-

OH-

т.е хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислой.

Хроматы и дихроматы – сильные окислители. Окислительные свойства соединений хрома (VI) наиболее сильно выражены в кислой среде:

Cr2O72- + 14H+ +6ē = 2O23+ + 7h3Oφ0 = + 1,33 В.

Например:

K2Cr2O7+3h3S+4h3SO4= Cr2(SO4)3+3S↓+K2SO4+7h3O

Соединения хрома со степенью окисления +3, +6 ядовиты. Они вызывают раздражения кожи и слизистой оболочки.

Выполнение опытов

Цель работы:

Ознакомление с химическими свойствами соединений хрома.

Опыт 1 Получение гидроксида хрома(III) и исследование его свойств

Реактивы: Раствор сульфата хрома (III) Cr2(SO4)3, раствор гидроксида натрия NaOH, раствор соляной кислоты HCl.

Ход работы:

- Налить в две пробирки по 5 капель раствора сульфата хрома (III) и по каплям добавить раствор гидроксида натрия до появления осадка. Каков цвет образовавшегося осадка? Составить уравнения реакции получения гидроксида хрома (III) в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

- В одну пробирку с осадком добавить 5 капель соляной кислоты. Что произошло с осадком? В другую пробирку с осадком гидроксида хрома (III) добавить 5 капель раствора гидроксида натрия. Почему растворился осадок? (Раствор сохранить для опыта 4). О каких свойствах гидроксида хрома (III) свидетельствует его способность растворятся в кислотах и щелочах? Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения происходящих реакций.

Опыт 2 Изучение гидролиза солей хрома (III)

Реактивы: Раствор сульфата хрома (III) Cr2(SO4)3, раствор нейтрального лакмуса, раствор карбоната натрия Na2CO3.

Ход работы:

- В пробирку налить 5 капель раствора нейтрального лакмуса и прибавить 1-2 капли раствора сульфата хрома (III) до изменения окраски лакмуса. Как и почему изменился цвет раствора лакмуса? Написать в молекулярной и ионно-молекулярной формах реакции гидролиза сульфата хрома(III).

- Налить в пробирку 3 капли раствора соли хрома (III). Прибавить по каплям раствор карбоната натрия до образования осадка. Каков состав осадка? Написать в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакции гидролиза соли хрома (III) в присутствии соды.

Опыт 3 Изучение взаимного превращения хроматов и бихроматов

Реактивы: Раствор хромата калия K2CrO4, раствор серной кислоты h3SO4, раствор дихромата калия K2Cr2O7, раствор гидроксида натрия NaOH.

Ход работы:

- Налить в пробирку 5 капель раствора хромата калия и добавить 3 капли раствора серной кислоты. Как изменился цвет раствора? Составить уравнение реакции молекулярной и ионно-молекулярной формах. При каких значениях pH существуют дихроматы?

- В другую пробирку налить 5 капель раствора дихромата калия и добавить 3 капли раствора гидроксида натрия. Объяснить изменения окраски раствора и написать молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции. При каких значениях pH существуют хроматы?

Опыт 4 Изучение восстановительных свойств хрома (+3)

Реактивы: Хромит натрия NaCrO2, раствор гидроксида натрия NaOH, раствор пероксида водорода h3O2 (3%).

Ход работы:

- В пробирку с раствором хромита натрия, полученным в опыте 1, прибавить 2 капли раствора гидроксида натрия и 5 капель 3% раствора пероксида водорода. Как изменился цвет раствора? Написать уравнение реакции окисления хромита в щелочной среде, составить ионно-электронные уравнения и указать окислитель и восстановитель.

Опыт 5 Изучение окислительных свойств дихромат – иона в кислой среде

Реактивы: Раствор дихромата калия K2Cr2O7, раствор серной кислоты h3SO4, кристаллический сульфит натрия Na2SO3, кристаллический сульфат железа (II) FeSO4, кристаллический нитрит натрия NaNO3.

Ход работы:

- В три пробирки налить по 5 капель раствора дихромата калия. В каждую пробирку прибавить по 2 капли раствора серной кислоты. В первую пробирку внести 1-2 микрошпателя кристаллического сульфита натрия, во вторую – сульфата железа (II), в третью – нитрита натрия.

- Объяснить явления (изменение окраски, выделение газа), происходящие в каждой из пробирок. Написать уравнения окислительно-восстановительного процесса, составить ионно–электронные уравнения, указать окислитель и восстановитель.

Примечание: В реакции с нитритом натрия образуются сульфаты хрома (III), калия, натрия, оксид азота (IV) и вода.

studfiles.net