Презентация по слайдам:


Слайд #1

Учитель химии МБОУ лицей №1 г. Волжский Волгоградская область Солдатова Татьяна Михайловна. ХРОМ

Слайд #2

ХРОМ

Слайд #3

I. Исторические сведения II. Хром – химический элемент: 1.Положение хрома в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева 2. Строение атома. III.Хром – простое вещество 3. Нахождение в природе 1. Состав. Физические свойства. 2. Получение. 3. Химические свойства 4. Биологическая роль и физиологическое действие. 5. Применение IV. Соединения хрома

Слайд #4

В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил название «сибирский красный свинец», PbCrO4. Современное название — крокоит. В 1797 французский химик Л. Н. Воклен открыл в сибирской красной свинцовой руде новый элемент хром и в 1798 году получил его в свободном состоянии. Происхождение названия Название элемент получил от греч. χρῶμα — цвет, краска — из-за разнообразия окраски своих соединений.

Слайд #5

Французский химик Луи Николя Воклен родился в Сент-Андре-д'Эберто (Нормандия). Совместно с А. Ф. Фуркруа выяснил (1799) химическую природу мочевины. Совместно с П. Ж. Робике открыл (1806) первую аминокислоту аспарагин. Открыл также пектин и яблочную кислоту, выделил камфорную и хинную кислоты. Внёс существенный вклад в развитие анализа минералов. Создал школу химиков. Опубликовал одно из первых в мире руководств по химическому анализу – "Введение в аналитическую химию" (1799).

Слайд #6

Слайд #7

Положение хрома в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома. период группа порядковый номер Cr металл 24 4 VIB +24 4 2 1 8 валентные электроны 13 1s2 2s22p6 4s1 3s23p6 3d 5 Cr0 ─ 2e → Cr+2 Cr0 ─ 3e → Cr+3 Cr0 ─ 6e → Cr+6

Слайд #8

Нахождение хрома в природе Хром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %). Основные соединения хрома — хромистый железняк (хромит) FeO·Cr2O3. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO4. хромит крокоит

Слайд #9

Физические свойства Плотность 7,19 г/см3; t плавления 1890°С; t кипения 2480°С. В свободном виде — голубовато- белый металл. Хром (с примесями) является одним из самых твердых металлов. Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке, пластичен. Устойчив на воздухе. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома (III) Cr2O3.

Слайд #10

Получение Из хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромита железа) получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом): FeO· Cr2O3 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO↑ Феррохром — сплав железа и хрома (около 60% ), основные примеси – углерод (до5%) кремний (до 8%), сера (до 0,05 %), фосфор (до 0,05 %). Феррохром применяют для производства легированных сталей.

Слайд #11

Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом: 1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе: 4Fe(CrO2)2 + 8Na2CO3 + 7O2 → 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2↑ 2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа; 3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат; 4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата углём: Na2Cr2O7 + 2C → Cr2O3 + Na2CO3 + CO↑ 5) с помощью алюминотермии получают металлический хром: Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr + 130 ккал

Слайд #12

С помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты. При этом на катодах совершаются в основном 3 процесса: 1) восстановление шестивалентного хрома до трехвалентного с переходом его в раствор; 2) разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода; 3) разряд ионов, содержащих шестивалентный хром с осаждением металлического хрома; Cr2O72− + 14Н+ + 12е− = 2Cr + 7H2O

Слайд #13

Химические свойства Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au Cr Cr + + + + H2SO4 (конц.), растворы солей + неметаллы О2 растворы HCl, H2SO4 H2O + щелочные расплавы окислителей + HNO3

Слайд #14

При комнатной температуре хром химически мало активен из-за образования на его поверхности тонкой прочной оксидной пленки. При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами, например: кислородом, галогенами, азотом, серой. Составьте уравнения реакций хрома с перечисленными неметаллами. Рассмотрите данные реакции как окислительно-восстановительные.

Слайд #15

Cr0 + O20 = Cr2+3O3–2 4 2 3 Cr0 – 3e → Cr+3 4 O20 + 4e → 2O–2 3 Cr0 – восстановитель, процесс окисления O20 – окислитель, процесс восстановления Cr0 + Br20 = Cr+3Br3–1 2 3 2 Cr0 – 3e → Cr+3 2 Br20 + 2e → 2Br–1 3 Cr0 – восстановитель, процесс окисления Br20 – окислитель, процесс восстановления

Слайд #16

Cr0 + N20 = Cr+3N–3 Cr0 – 3e → Cr+3 2 N20 + 6e → 2N–3 1 2 2 Cr0 – восстановитель, процесс окисления N20 – окислитель, процесс восстановления Cr0 + S0 = Cr2+3S3–2 Cr0 – 3e → Cr+3 2 S0 + 2e → S–2 3 2 3 Cr0 – восстановитель, процесс окисления S0 – окислитель, процесс восстановления

Слайд #17

В раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды: 2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2 Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au Cr В ряду напряжений хром находится левее водорода и поэтому в отсутствии воздуха может вытеснять водород из растворов соляной и серной кислот, образуя соли хрома (II). Составьте уравнения реакций хрома c растворами соляной и серной кислот. Рассмотрите данные реакции как окислительно-восстановительные.

Слайд #18

Cr0 + H+1Cl = Cr+2Cl2 + H20 Cr0 – 2e → Cr+2 1 2H+ + 2e → H20 1 2 Cr0 – восстановитель, процесс окисления HCl (за счет Н+1) – окислитель, процесс восстановления Cr0 + H2+1SO4 = Cr+2SO4 + H20 Cr0 – 2e → Cr+2 1 2H+ + 2e → H20 1 Cr0 – восстановитель, процесс окисления H2SO4(за счет Н+1) – окислитель, процесс восстановления

Слайд #19

В присутствии кислорода хром реагирует с растворами кислот c образованием солей хрома (III) 4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O

Слайд #20

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоду пассивируют хром При сильном нагревании кислоты pастворяют хром с образованием cолей хрома (III) Cr + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + SO2 + H2O Cr + HNO3 → Cr(NO3)3 + NO2 + H2O Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. Назовите окислитель и восстановитель.

Слайд #21

Cr0 + H2S+6O4 → Cr2+3(SO4)3 + S+4O2 + H2O Cr0 + HN+5O3 → Cr+3(NO3)3 + N+4O2 + H2O Cr0 – 3e → Cr+3 2 S+6 + 2e → S+4 3 2Cr + 6H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Cr0 – восстановитель, процесс окисления H2SO4 (за счет S+6) – окислитель, процесс восстановления Cr0 – 3e → Cr+3 1 N+5 + 1e → N+4 3 Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O Cr0 – восстановитель, процесс окисления HNO3 (за счет N+5) – окислитель, процесс восстановления

Слайд #22

Хром способен вытеснять многие металлы, например медь, олово, серебро и другие, из растворов их солей: Cr0 + Cu+2SO4 → Cr+2SO4 + Cu0 Составьте уравнение реакции хрома c раствором сульфата меди (II). Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную. Cr0 – 2e → Cr+2 1 Cu+2+ 2e → Cu0 1 Cr + CuSO4 = CrSO4 + Cu Cr0 – восстановитель, процесс окисления CuSO4 (за счет Cu+2) – окислитель, процесс восстановления

Слайд #23

Cr + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O Рассмотрите эту реакцию как окислительно-восстановительную Расставьте коэффициенты. Назовите окислитель и восстановитель. Растворы щелочей на хром практически не действуют. Хром реагирует с щелочными расплавами окислителей. В качестве окислителей используют нитраты натрия, калия, хлорат калия и другие окислители. При взаимодействии с щелочными расплавами окислителей хром образует соли анионного типа, в которых проявляет высшую степень окисления. сплавление

Слайд #24

Cr0 + KCl+5O3 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl–1 + H2O Cr0 – 3e → Cr+3 1 Cl+5 + 6e → Cl– 2 Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + H2O Cr0 – восстановитель, процесс окисление KClO3 (за счет Cl+5) – окислитель, процесс восстановление

Слайд #25

Хром - постоянная составная часть растительных и животных организмов. В крови содержится от 0,012 до 0,0035 % хрома. Хром имеет большое значение в метаболизме углеводов и жиров, а также участвует в процессе синтеза инсулина. Важнейшая его биологическая роль состоит в регуляции углеводного обмена и уровня глюкозы в крови Элемент способствует нормальному формированию и росту детского организма. Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.

Слайд #26

Хром важный компонент во многих легированных сталях. 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.

Слайд #27

Соединения хрома Соединения хрома (II) Соединения хрома (III) Соединения хрома (VI) оксид гидроксид соли оксид гидроксид соли соли гидроксид оксид

Слайд #28

Соединения хрома (II) CrO Оксид хрома (II) – кристаллы черного цвета, имеет основный характер При осторожном нагревании гидроксида хрома (II) в отсутствии кислорода получают оксид хрома (II). Составьте уравнение реакции. Cr(OH)2 = CrO + H2O 3CrO = Cr + Cr2O3 При более высоких температурах оксид хрома (II) диспропорционирует: 700°

Слайд #29

Составьте уравнение реакции оксида хрома (II) с соляной и серной кислотами. Рассмотрите реакции с точки зрения ТЕД. CrO + H2SO4 = CrSO4 + H2O CrO + 2H+ + Cl– = Cr2+ + 2Cl– + H2O CrO + 2H+ = Cr2+ + H2O CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O CrO + 2H+ + SO42– = Cr2+ + SO42– + H2O CrO + 2H+ = Cr2+ + H2O

Слайд #30

Оксид хрома (II) – сильный восстановитель. Кислородом воздуха окисляется до оксида хрома (III) Составьте уравнение реакции. Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную. Cr+2O + O20 → Cr2+3O3–2 Cr+2 – 1e → Cr+3 4 O20 + 4e → 2O–2 1 4CrO + O2 = 2Cr2O3 CrO (за счет Cr+2) – восстановитель, процесс окисления O2 – окислитель, процесс восстановления

Слайд #31

Cr(OH)2 Гидроксид хрома (II) Гидроксид хрома (II) получают в виде желтого осадка действием растворов щелочей на соли хрома (II) без доступа воздуха. Составьте уравнение реакции получения гидроксида хрома (II) действием гидроксида натрия на хлорид хрома (II). Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД. CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 ↓ + 2NaCl Cr2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– = Cr(OH)2 ↓ + 2Na+ + 2Cl– Cr2+ + 2OH– = Cr(OH)2 ↓

Слайд #32

Гидроксид хрома (II) обладает основными свойствами. Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (II) с соляной кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД Cr(OН)2 + 2HCl = CrCl2 + 2H2O Cr(OН)2 + 2H+ + 2Cl– = Cr2+ + 2Cl– + 2H2O Cr(OН)2 + 2H+ = Cr2+ + 2H2O

Слайд #33

Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель. Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома (III) Составьте уравнение реакции. Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную. Cr+2(ОН)2+ O20 + Н2О → Cr+3(O –2Н)3 Cr+2 – 1e → Cr+3 4 O20 + 4e → 2O–2 1 4Cr(OН)2 + O2 + 2Н2О = 4Cr(OН)3 Cr(OН)2 (за счет Cr+2) –восстановитель, процесс окисления O2 – окислитель, процесс восстановления

Слайд #34

Соли хрома (II) Водные растворы солей хрома (II) получают без доступа воздуха растворением металлического хрома в разбавленных кислотах в атмосфере водорода или восстановлением цинком в кислой среде солей трехвалентного хрома. Безводные соли хрома (II) белого цвета, а водные растворы и кристаллогидраты — синего цвета. Соединения хрома (II) – сильные восстановители. Легко окисляются. Именно поэтому очень трудно получать и хранить соединения двухвалентного хрома. Реагируют с концентрированными серной и азотной кислотами: CrCl2 + O2 + HCl → CrCl3 + H2O CrCl2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + SO2↑ + HCl↑ + H2O CrCl2 + HNO3 → Cr(NO3)3 + NO2↑ + HCl↑ + H2O Рассмотрите эти реакции как окислительно- восстановительные. Расставьте коэффициенты..

Слайд #35

Cr+2Cl2 + O20 + HCl → Cr+3Cl3 + H2O–2 Cr+2 – 1e → Cr+3 4 O20 + 4e → 2O–2 1 4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O

Слайд #36

Cr+2Cl2 + HN+5O3 (к) →Cr+3(NO3)3 + N+4O2↑ + HCl↑ + H2O Cr+2 – 1e → Cr+3 1 N+5 + 1e → N+4 1 CrCl2 + 4HNO3(конц) = Cr(NO3)3 + NO2↑ + 2HCl↑ + H2O Cr+2Cl2 + H2S+6O4(к.) →Cr2+3(SO4)3 + S+4O2↑ + HCl↑ + H2O Cr+2 – 1e → Cr+3 2 S+6 + 2e → S+4 1 2CrCl2 + 4H2SO4(конц) = Cr2(SO4)3 + SO2↑ + 4HCl↑ +2H2O

Слайд #37

Соединения хрома (III) Cr2O3 Оксид хрома () – тугоплавкий порошок темно-зеленого цвета. Получение. В лабораторных условиях термическим разложением дихромата аммония: (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 2H2O В промышленности восстановлением дихромата калия коксом или серой: K2Cr2O7 + 3C = 2Cr2O3 + 2K2CO3 + CO2 K2Cr2O7 + S = 2Cr2O3 + K2SO4 t° t° t°

Слайд #38

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Составьте уравнение реакции оксида хрома (III) с соляной кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД. Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O Cr2O3 + 6H+ + 6Cl– = 2Cr3+ + 6Cl– + 3H2O Cr2O3 + 6H+ = 2Cr3+ + 3H2O

Слайд #39

При сплавлении оксида хрома (III) с оксидами, гидроксидами и карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов образуются хроматы (III) (хромиты): Сr2O3 + Ba(OH)2 = Ba(CrO2)2 + H2O Сr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2 t° t° Оксид хрома (III) нерастворим в воде.

Слайд #40

В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III) ведет себя как восстановитель: Cr2O3 + KOH + KMnO4 → K2CrO4 + MnO2 + H2O Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. Cr2O3 + KOH + Сa(ClO)2 → K2CrO4 + CaCl2 + H2O Cr2O3 + O2 + Na2CO3 → Na2CrO4 + CO2 Cr2O3 + KClO3 + Na2CO3 → Na2CrO4 + KCl + CO2 Cr2O3 + NaNO3 + Na2CO3 → Na2CrO4 + NaNO2 + CO2

Слайд #41

Cr2+3O3 + KOH + KMn+7O4 → K2Cr+6O4 + Mn+4O2 + H2O 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель Mn+7 + 3e → Mn+4 2 восстановление, окислитель Cr2O3 + 2KOH + 2KMnO4 = 2K2CrO4 + 2MnO2 + H2O Cr2+3O3 + KOH + Сa(Cl+1O)2 → K2Cr+6O4 + CaCl2–1 + H2O 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель Cl+1 + 2e → Cl–1 3 восстановление, окислитель Cr2O3 + 4KOH + 3Сa(ClO)2 = 2K2CrO4 + 3CaCl2 + 2H2O

Слайд #42

Cr2+3O3 + O20 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + CO2–2 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 2 окисление, восстановитель O20 + 4e → O–2 3 восстановление, окислитель Cr2O3 + 3O2 + 4Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 4CO2 Cr2+3O3 + KCl+5O3 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + KCl–1 + CO2 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель Cl+5 + 6e → Cl–1 1 восстановление, окислитель Cr2O3 + KClO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + KCl + 2CO2 Cr2+3O3 + NaN+5O3 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + NaN+3O2 + CO2 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель N+5 + 2e → N+3 3 восстановление, окислитель Cr2O3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2

Слайд #43

Оксид хрома (III) – катализатор В присутствии оксида хрома (III) аммиак окисляется кислородом воздуха до монооксида азота, который в избытке кислорода окисляется до бурого диоксида азота.

Слайд #44

Каталитическое окисление этанола Окисление этилового спирта кислородом воздуха происходит очень легко в присутствии оксида хрома (III) Реакция окисления спирта протекает с выделением энергии. Продукт реакции окисления спирта - уксусный альдегид. Cr2O3, t° 2СН3–СН2–ОН + О2 2СН3 – С ═ О + 2H2O H

Слайд #45

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 Получают гидроксид хрома (III) действием растворов щелочей или аммиака на растворы солей хрома (III). Составьте уравнение реакции получения Cr(OH)3 действием раствора аммиака на хлорид хрома (III): CrCl3 + 3(NH3·H2O) = Cr(OH)3 + 3NH4Cl Лабораторный опыт № 1 К раствору хлорида хрома (III) прилейте раствор аммиака. Что наблюдаете?

Слайд #46

Лабораторный опыт № 2 Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к одной из них добавьте раствор соляной кислоты, а к другой – щелочь. Что происходит? Какими свойствами обладает гидроксид хрома (III)? Cr(OH)3 CrCl3 Na3[Cr(OH)6] NaOH HCl

Слайд #47

+H2SO4 +NaOH Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к одной из них добавьте серной кислоты, а к другой – щелочь. Что происходит?

Слайд #48

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (III) с соляной кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД. Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O Cr(OH)3 + 3H+ + 3Cl– = Cr3+ + 3Cl– + 3H2O Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O

Слайд #49

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6] Cr(OH)3 + 3Na+ + 3OH– = 3Na+ + [Cr(OH)6]3– Cr(OH)3 + 3OH– = [Cr(OH)6]3– 2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O t° Гидроксид хрома (III) растворяется в щелочах При нагревании гидроксид хрома (III) разлагается: гексагидроксохромат (III) натрия (изумрудно-зеленый)

Слайд #50

Соли хрома (III) Хроматы (III) устойчивы в щелочной среде. Они легко реагируют с кислотами: недостаток кислоты: избыток кислоты: В растворе подвергаются полному гидролизу: NaCrO2 + HCl + H2O = Cr(OH)3 + NaCl NaCrO2 + 4HCl = CrCl3 + NaCl + 2H2O с угольной кислотой Na3[Cr(OH)6] + 3CO2 = Cr(OH)3 + 3NaHCO3 Cr2S3 + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S В водных растворах катион Cr3+ встречается только в виде гидратированного иона [Cr(H2O)6] 3+, который придает раствору сине-фиолетовый цвет. раствору сине-фиолетовый цвет.

Слайд #51

Сульфат хрома (III) образует двойные соли – хромовые квасцы. Из смешанного раствора сульфата хрома (III) и сульфата калия кристаллизуется двойная соль – KCr(SO4)2·12H2O сине-фиолетового цвета. Применяются в качестве дубящего вещества при изготовлении эмульсий, а также в дубящих растворах и дубящих фиксажах.

Слайд #52

Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительные так и восстановительные свойства. Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. Назовите окислитель и восстановитель. K3[Cr(OH)6] + Br2 + KOH → K2CrO4 + KBr + H2O CrCl3 + H2O2 + KOH → K2CrO4 + KCl + H2O KCrO2 + PbO2 + KOH → K2CrO4 + K2PbO2 + H2O Cr2(SO4)3 + Cl2 + NaOH → Na2CrO4 + NaCl + H2O + Na2SO4 CrCl3 + Zn → CrCl2 + ZnCl2

Слайд #53

K3[Cr+3(OH)6] + Br20 + KOH → K2Cr+6O4 + KBr– + H2O Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель Br20 + 2e → 2Br–1 3 восстановление, окислитель 2K3[Cr(OH)6] + 3Br2 + 4KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O Cr+3Cl3 + Zn0 → Cr+2Cl2 + Zn+2Cl2 Cr+3 + 1e → Cr+2 2 восстановление, окислитель Zn0 – 2e → Zn+2 1 окисление, восстановитель 2CrCl3 + Zn = 2CrCl2 + ZnCl2 KCr+3O2 + Pb+4O2 + KOH → K2Cr+6O4 + K2Pb+2O2 + H2O Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель Pb+4 + 2e → Pb–2 3 восстановление, окислитель 2KCrO2 + 3PbO2 + 8KOH = 2K2CrO4 + 3K2PbO2 + 4H2O

Слайд #54

Cr+3Cl3 + H2O2–1 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl + H2O–2 Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель 2O–1 + 2e → 2O–2 3 восстановление, окислитель 2CrCl3 + 3H2O2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O Cr2+3(SO4)3 + Cl20 + NaOH → Na2Cr+6O4 + NaCl– + H2O + Na2SO4 Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель Cl20 + 2e → 2Cl–1 3 восстановление, окислитель Cr2(SO4)3 +3Cl2 +16NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8H2O +3Na2SO4

Слайд #55

Получают CrO3 действием избытка концентрированной серной кислоты на насыщенный водный раствор дихромата натрия: Na2Cr2O7 + 2H2SO4 = 2CrO3 + 2NaHSO4 + H2O Оксид хрома (VI) очень ядовит. 4CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2↑. При нагревании выше 250 °C разлагается: Оксид хрома (VI) CrO3 — хромовый ангидрид, представляет собой темно-красные игольчатые кристаллы.

Слайд #56

CrO3 — кислотный оксид. С избытком воды образуется хромовая кислота H2CrO4 CrO3 + Н2O = Н2CrO4 При большой концентрации CrO3 образуется дихромовая кислота Н2Cr2О7 2CrO3 + Н2O = Н2Cr2O7 которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту: Н2Cr2О7 + Н2О = 2Н2CrO4 При растворении в воде образует кислоты. Эти кислоты – неустойчивые. Существуют только в растворе. Между ними в растворе устанавливается равновесие 2Н2CrO4 ↔ Н2Cr2O7 + Н2O При взаимодействии CrO3 со щелочами образуются хроматы CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O.

Слайд #57

CrO3 является сильным окислителем Например этанол, ацетон и многие другие органические вещества самовоспламеняются или даже взрываются при контакте с ним. Окисляет йод, серу, фосфор, уголь. 4CrO3 + 3S = 2Cr2O3 + 3SO2↑. CrO3 + C2H5OH → CO2 + Cr2O3 + H2O C2H5OH + 3H2O – 12e → 2CO2 + 12H+ 1 2CrO3 + 6H+ + 6e → Cr2O3 + 3H2O 2 4CrO3 + C2H5OH → 2CO2 + 2Cr2O3 + 3H2O C2H5OH + 3H2O + 4CrO3 + 12H+ = 2CO2 + 12H+ + 2Cr2O3 + 6H2O

Слайд #58

Если поместить оксид хрома на фарфоровую пластинку и капнуть на него несколько капель ацетона,то через несколько секунд ацетон загорается. При этом оксид хрома (VI) восстанавливается до оксида хрома (III), а ацетон окисляется до углекислого газа и воды. Окисление ацетона хромовым ангидридом. 16CrO3 + 3CH3– С – CH3 → 9CO2 + 8Cr2O3 + 9H2O О

Слайд #59

Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н2CrO4 и дихромовая Н2Cr2O7

Слайд #60

Хромовая кислота — кристаллическое вещество красного цвета; выделена в свободном состоянии при охлаждении насыщенных водных растворов CrO3; хромовая кислота — электролит средней силы. Изополихромовые кислоты существуют в водных растворах, окрашенных в красный цвет

Слайд #61

хроматы – соли хромовой кислоты устойчивы в щелочной среде, при подкислении переходят в оранжевые дихроматы, соли двухромовой кислоты. Реакция обратима, поэтому при добавлении щелочи желтая окраска хромата восстанавливается. 2CrO42– + 2H+ ↔ Cr2O72– + H2O хроматы дихроматы соли ОН– Н+

Слайд #62

Лабораторный опыт № 3 К раствору дихромата калия добавьте гидроксид калия. Как изменилась окраска? Чем это вызвано? К полученному раствору добавьте серной кислоты до восстановления желтой окраски. Напишите уравнения реакций.

Слайд #63

2K2CrO4 + H2SO4(разб.) = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O 2K2CrO4 + 2HCl(разб.) = K2Cr2O7 + 2KCl + H2O 2K2CrO4 + H2O + CO2 = K2Cr2O7 + KHCO3

Слайд #64

Взаимопревращение хроматов и дихроматов Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н2CrO4 и дихромовая Н2Cr2O7, Хромат калия K2CrO4 и дихромат калия K2Cr2O7 – соли этих кислот. Хроматы – желтого цвета, дихроматы – оранжевого. В кислой среде хромат-ион превращается в дихромат-ион. В присутствии щелочи дихроматы снова становятся хроматами. Хромат калия превращаем в дихромат, добавляя кислоту. Желтый раствор становится оранжевым. 2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O В стакан с дихроматом калия добавляем щелочь, оранжевый раствор становится желтым – дихроматы превращаются в хроматы. K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

Слайд #65

Соединения хрома (VI) – сильные окислители Cr2O72– Cr3+ Cr(OH)3 [Cr(OH)6]3– H+ H2O OH– Cr2O72– + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O Cr2O72– + 7Н2О + 6e → 2[Cr(OH)6]3– + 2ОН–

Слайд #66

Окислительные свойства дихроматов Дихроматы, например дихромат калия K2Cr2O7 – сильные окислители. Под действием восстановителей дихроматы в кислой среде переходят в соли хрома (III). Примером такой реакции может служить окисление сульфита натрия раствором дихромата калия в кислой среде. К раствору дихромата калия добавляем серную кислоту и раствор сульфита натрия. K2Cr2O7 +3Na2SO3+4H2SO4 =Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4+ K2SO4 + 4H2O Оранжевая окраска, характерная для дихроматов, переходит в зеленую. Образовался раствор сульфата хрома (III) зеленого цвета. Соли хрома - ярко окрашены, именно поэтому элемент получил такое название: "хром", что в переводе с греческого означает "цвет, краска". опыт

Слайд #67

Zn + K2Cr2O7 + H2SO4 → ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 → O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O K2Cr2O7 + H2O + H2S → S + Cr(OH)3 + KOH K2Cr2O7 + H2O + K2S → S + K3[Cr(OH)6] + KOH Дихроматы проявляют окислительные свойства не только в растворах, но и в твердом виде: K2Cr2O7 + S → K2SO4 + Cr2O3 K2Cr2O7 + С → K2СO3 + СО + Cr2O3 K2Cr2O7 + Al → Cr + KAlO2 + Al2O3 Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. K2Cr2O7 + KOH + (NH4)2S → S + K3[Cr(OH)6] + NH3

Слайд #68

Zn0 + K2Cr2+6O7 + H2SO4 → Zn+2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 +H2O Cr+6 + 3e → Cr+3 2 восстановление, окислитель Zn0 – 2e → Zn+2 3 окисление, восстановитель 3Zn + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O K2Cr2+6O7 + H2S–2 + H2SO4 → S0 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 + H2O Cr+6 + 3e → Cr+3 2 восстановление, окислитель S–2 – 2e → S0 3 окисление, восстановитель K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O K2Cr2+6O7 + H2O2–1 + H2SO4 → O20 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 +H2O Cr+6 + 3e → Cr+3 2 восстановление, окислитель 2O–1 – 2e → O20 3 окисление, восстановитель K2Cr2O7 + 3H2O2 + 4H2SO4 = 3O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Слайд #69

K2Cr2+6O7 + H2O + H2S–2 → S0 + Cr+3(OH)3 + KOH K2Cr2+6O7 + H2O + K2S–2 → S0 + K3[Cr+3 (OH)6] + KOH K2Cr2+6O7 + KOH +H2O + (NH4)2S–2 → S0 + K3[Cr+3(OH)6] + NH3 2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 1 восстановление, окислитель S–2 – 2e → S0 3 окисление, восстановитель 2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 1 восстановление, окислитель S–2 – 2e → S0 3 окисление, восстановитель 2Cr+6 + 6e → 2Cr+ 1 восстановление, окислитель S–2 – 2e → S0 3 окисление, восстановитель K2Cr2O7 + H2O + 3H2S = 3S + 2Cr(OH)3 + 2KOH K2Cr2O7 + 7H2O + 3K2S = 3S + 2K3[Cr(OH)6] + 2KOH K2Cr2O7 + 4KOH + H2O + 3(NH4)2S = 3S + 2K3[Cr(OH)6] + 6NH3

Слайд #70

K2Cr2+6O7 + S0 → K2S+6O4 + Cr2+3O3 K2Cr2O7 + S = K2SO4 + Cr2O3 K2Cr2+6O7 + С0 → K2С+4O3 + С+2О + Cr2+3O3 K2Cr2O7 + 2С = K2СO3 + СО + Cr2O3 K2Cr2+6O7 + Al0 → Cr0 + KAlO2 + Al2+3O3 K2Cr2O7 + 4Al = 2Cr + 2KAlO2 + Al2O3 Cr+6 + 3e → Cr+3 2 восстановление, окислитель S0 – 6e → S+6 1 окисление, восстановитель Cr+6 + 3e → Cr+3 3 2 восстановление, окислитель С0 – 4e → С+4 4 1 окисление, восстановитель С0 – 2e → С+2 2 1 2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 1 восстановление, окислитель Al0 – 3e → Al+3 2 окисление, восстановитель

Слайд #71

Дихромат калия (хромпик) широко применяется как окислитель органических соединений: 3С2H5OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 CH3– CHO + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O 3С3H7OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 3CH3– C–CH3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O ║ O

Слайд #72

Хроматы щелочных металлов плавятся без разложения, а дихроматы при высокой температуре превращаются в хроматы. Дихромат аммония разлагается при нагревании: (NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O 180°C

Слайд #73

В ряду гидроксидов хрома различных степеней окисления Cr(ОН)2 — Cr(ОН)3 — Н2CrО4 закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Такое изменение свойств обусловлено увеличением степени окисления и уменьшением ионных радиусов хрома. В этом же ряду последовательно усиливаются окислительные свойства. Соединения Cr (II) — сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (III). Соединения хрома(VI) — сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).

Слайд #74

Степень окисления хромa +2 +3 +6 Оксид CrO Cr2O3 CrO3 Гидроксид Cr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO4 H2Cr2O7 Кислотные и окислительные свойства возрастают Основные и восстановительные свойства возрастают Соединения хрома

Слайд #75

Начала химии. Современный курс для поступающих в ВУЗы. – М.: 1Федеративная Книготорговая Компания. Химия. Подготовка к ЕГЭ: учебно-методическое пособие / Под ред. В.Н. Доронькина. – Ростов н/Дону: Легион Химия. Пособие для поступающих в вузы /О.О. Максименко. – М. : Филол. о-во СЛОВО: Изд-во Эксмо Интернет-ресурсы (картинки, видеофрагменты: 1) Единая образовательная коллекция цифровых ресурсов. Химия. Неорганическая химия. Металлы побочных подгрупп. Хром. Видеопыты. http://school-collection.edu.ru/ 2) Образовательная коллекция Химия для всех XXI Химические опыты со взрывами и без


×