Krom viser samme grad av oksidasjon i forbindelser. Oksidasjonstilstand for krom. Rolle i biologi

Kromoksid(II) og krom(II)hydroksid er basisk i naturen

Cr(OH)+2HCl→CrCl+2HO

Krom(II)-forbindelser er sterke reduksjonsmidler; transformeres til en krom(III)-forbindelse under påvirkning av atmosfærisk oksygen.

2CrCl+ 2HCl → 2CrCl+ H

4Cr(OH)+O+ 2HO→4Cr(OH)

Kromoksid(III) CrO er et grønt, vannuløselig pulver. Kan oppnås ved kalsinering av krom(III)hydroksid eller kalium- og ammoniumdikromater:

2Cr(OH)-→CrO+3HO

4KCrO-→ 2CrO + 4KCrO + 3O

(NH)CrO-→ CrO+ N+ HO

Det er vanskelig å samhandle med konsentrerte løsninger av syrer og alkalier:

Cr 2 O 3 + 6 KOH + 3H 2 O = 2K 3 [Cr(OH) 6 ]

Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O

Krom (III) hydroksyd Cr(OH) 3 oppnås ved påvirkning av alkalier på løsninger av krom (III) salter:

CrCl3 + 3KOH = Cr(OH)3 ↓ + 3KCl

Krom(III)hydroksid er et grågrønt bunnfall, ved mottak av hvilket alkaliet må tas i mangel. Det på denne måten oppnådde krom(III)hydroksidet, i motsetning til det tilsvarende oksidet, reagerer lett med syrer og alkalier, dvs. viser amfotere egenskaper:

Cr(OH)3 + 3HNO3 = Cr(NO3)3 + 3H2O

Cr(OH)3 + 3KOH = K3 [Cr(OH)6] (heksahydroksokromitt K)

Når Cr(OH) 3 er smeltet sammen med alkalier, oppnås metakromitter og ortokromitter:

Cr(OH)3 + KOH = KCrO2 (metakromitt K)+ 2H20

Cr(OH)3 + KOH = K3CrO3 (ortokromitt K)+ 3H20

Kromforbindelser(VI).

Kromoksid (VI) - CrO 3 – mørkerødt krystallinsk stoff, svært løselig i vann – et typisk surt oksid. Dette oksidet tilsvarer to syrer:

CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4 (kromsyre - dannes når det er overflødig vann)

CrO 3 + H 2 O = H 2 Cr 2 O 7 (dikromsyre - dannet ved høy konsentrasjon av kromoksid (3)).

Kromoksid (6) er et veldig sterkt oksidasjonsmiddel, derfor interagerer det energisk med organiske stoffer:

C 2 H 5 OH + 4CrO 3 = 2CO 2 + 2Cr 2 O 3 + 3H 2 O

Oksyderer også jod, svovel, fosfor, kull:

3S + 4CrO3 = 3SO2 + 2Cr2O3

Ved oppvarming til 250 0 C brytes kromoksid (6) ned:

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2

Kromoksid (6) kan oppnås ved innvirkning av konsentrert svovelsyre på faste kromater og dikromater:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2CrO 3 + H 2 O

Kromsyre og dikromsyre.

Kromsyre og dikromsyre eksisterer bare i vandige løsninger og danner henholdsvis stabile salter, kromater og dikromater. Kromater og deres løsninger er gule i fargen, dikromater er oransje.

Kromat - CrO 4 2- ioner og dikromat - Cr2O 7 2- ioner forvandles lett til hverandre når løsningsmiljøet endres

I en sur løsning forvandles kromater til dikromater:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

I et alkalisk miljø blir dikromater til kromater:

K 2 Cr 2 O 7 + 2 KOH = 2 K 2 CrO 4 + H 2 O

Når den fortynnes, blir dikromsyre til kromsyre:

H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 2H 2 CrO 4

Avhengighet av egenskapene til kromforbindelser på graden av oksidasjon.

Oksidasjonstilstand

Karakteren til oksidet	grunnleggende	amfoterisk	syre
Hydroksyd		Cr(OH) 3 – H 3 CrO 3
Arten av hydroksydet	grunnleggende	amfoterisk	syre
→ svekkelse av grunnleggende egenskaper og styrking av sure egenskaper→

Redoksegenskaper til kromforbindelser.

Reaksjoner i et surt miljø.

I et surt miljø omdannes Cr +6-forbindelser til Cr +3-forbindelser under påvirkning av reduksjonsmidler: H 2 S, SO 2, FeSO 4

K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 = 3S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

S -2 – 2e → S 0

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3

Reaksjoner i et alkalisk miljø.

I et alkalisk miljø forvandles kromforbindelsene Cr +3 til forbindelser Cr +6 under påvirkning av oksidasjonsmidler: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:

2KCrO2 +3 Br2 +8NaOH =2Na2CrO4 + 2KBr +4NaBr + 4H2O

Cr +3 - 3e → Cr +6

DEFINISJON

Krom lokalisert i den fjerde perioden av gruppe VI i den sekundære (B) undergruppen periodiske tabell. Betegnelse – Kr. I form av et enkelt stoff - et gråhvitt skinnende metall.

Krom har en kroppssentrert kubisk gitterstruktur. Tetthet - 7,2 g/cm3. Smelte- og kokepunktene er henholdsvis 1890 o C og 2680 o C.

Oksidasjonstilstand for krom i forbindelser

Krom kan eksistere i form av et enkelt stoff - et metall, og oksidasjonstilstanden til metaller i elementær tilstand er lik null, siden fordelingen av elektrontettheten i dem er jevn.

Oksidasjonstilstander (+2) Og (+3) krom forekommer i oksider (Cr +2 O, Cr +3 2 O 3), hydroksyder (Cr +2 (OH) 2, Cr +3 (OH) 3), halogenider (Cr +2 Cl 2, Cr +3 Cl 3 ), sulfater (Cr +2 SO 4, Cr +3 2 (SO 4) 3) og andre forbindelser.

Krom er også preget av sin oksidasjonstilstand (+6) : Cr +6 O 3, H 2 Cr + 6 O 4, H 2 Cr +6 2 O 7, K 2 Cr +6 2 O 7, etc.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

EKSEMPEL 2

Trening

Fosfor har samme oksidasjonstilstand i følgende forbindelser:

a) Ca3P2 og H3P03;

b) KH2PO4 og KPO3;

c) P406 og P4010;

d) H 3 PO 4 og H 3 PO 3.

Løsning

For å gi det riktige svaret på spørsmålet som stilles, vil vi vekselvis bestemme graden av oksidasjon av fosfor i hvert par foreslåtte forbindelser.

a) Oksydasjonstilstanden til kalsium er (+2), oksygen og hydrogen - henholdsvis (-2) og (+1). La oss ta verdien av oksidasjonstilstanden til fosfor som "x" og "y" i de foreslåtte forbindelsene:

3 x 2 + x x 2 = 0;

3 + y + 3 × (-2) = 0;

Svaret er feil.

b) Oksydasjonstilstanden til kalium er (+1), oksygen og hydrogen er henholdsvis (-2) og (+1). La oss ta verdien av oksidasjonstilstanden til klor som "x" og "y" i de foreslåtte forbindelsene:

1 + 2x1 +x + (-2)x4 = 0;

1 + y + (-2) x 3 = 0;

Svaret er riktig.

Svar

Alternativ (b).

Introduksjon

Oksidasjonstilstand (CO) - dette er et symbol i kjemi som tjener til å bestemme ladningen til et atom i et kjemisk element (eller en gruppe av elementer). Uten oksidasjonstilstander kan ikke et enkelt problem løses, ikke en eneste ligning kan kompileres, men viktigst av alt, uten dem kan vi ikke klart bestemme egenskapene til et element og hvilken rolle det vil spille i forskjellige forbindelser.

Det er betydelig at det periodiske systemet (PS) til D.I. Mendeleev er gruppert på den mest geniale måten: alle elementer er delt inn i perioder, grupper, undergrupper, deres serienummer tilsvarer også visse indikatorer. Takket være dette trenger vi ikke å lære kvalitetene til hvert kjemisk element (CE) utenat, fordi vi enkelt kan finne det i tabellen og bestemme alt som kreves. Men selv i dette tilfellet, noen mennesker, glemme skolekunnskap i et kjemikurs (eller etter å ha forsømt dem en gang), er vi tvunget til å gå tilbake til å studere dette emnet mer detaljert.

Så først må du danne deg de riktige objektive ideene om krom ( Cr ), forstå sin posisjon i PS, og så kan du fortsette til den viktigste delen - øv.
Krom - Cr, plassering i det periodiske system, fysiske og kjemiske egenskaper
Krom - det er en solid, metallisk, skinnende, sølvhvit (eller blåaktig) farge. Det er ganske sprøtt, men samtidig har det en uforlignelig fordel sammenlignet med mange andre metaller - motstand mot korrosjon; Dette er grunnen til at det er en viktig komponent i produksjonen av rustfritt stål, og brukes også til å belegge overflaten av andre metaller som er mer utsatt for korrosjon. Krom har dårlig termisk og elektrisk ledningsevne.

ChE ligger i gruppe VI, periode 4, har løpenummer 24 og har atommasse lik 52 g/mol. Takket være passivering interagerer ikke krom med svovel ( H2SO4) og nitrogen ( HNO3) syrer, viser stabilitet i luft.

Dette amfoterisk metall - Dette betyr at det kan løses opp i både syrer og alkalier. Grunnstoffet løses opp i sterke fortynnede syrer (for eksempel saltsyre HCl), under normale forhold (n.s.) interagerer bare med fluor ( F). Ved oppvarming kan krom interagere med elementer fra gruppe VII (halogener), oksygen O 2, bor B, nitrogen N 2, grå S 2, silisium Si. Hvis du varmer den opp Cr, da er den i stand til å reagere med vanndamp.

La oss nå snakke direkte om hvilke oksidasjonstilstander en gitt CE har: den kan tilegne seg CO +4, +6, så vel som +2 i et luftfritt rom, +3 i et rom med luft. Krom, som alle andre metaller, er et sterkt reduksjonsmiddel.

Stoffer med forskjellige oksidasjonstilstander

+2. Når Cr anskaffer CO+2, stoffet viser grunnleggende og meget sterke gjenopprettende egenskaper. For eksempel krom (II) oksid - CrO, kromhydroksid - Cr(OH)2, mye salter. Forbindelser av dette elementet med fluor syntetiseres ( CrF 2), klor( CrCl2) og så videre.
+3. Disse stoffene har amfotere egenskaper og kan ha forskjellige farger (men for det meste grønne H2O). La oss for eksempel ta oksidet Cr2O3(dette er et grønnaktig pulver som ikke løses opp i), Cr(OH)3, kromitter NaCrO2.
+4. Slike forbindelser er svært sjeldne: de danner ikke salter eller syrer, og det gjøres nesten ikke noe arbeid med dem. Men fra kjente stoffer det er oksid CrO2 tetrahalogenid CrF 4, CrCl 4.
+6. Chrome s CO+6, danner salter, er sur i naturen, veldig giftig, hydroskopisk, og har også sterke oksiderende egenskaper. Eksempler: CrO3(ser ut som røde krystaller), K2CrO4, H2CrO4, H2Cr2O7. Elementet er i stand til å danne to typer hydroksyder (allerede oppført).

Hvordan bestemme CO i komplekse stoffer

Du er sannsynligvis allerede kjent med "på kryss og tvers"-regelen. Hva om tilkoblingen har f.eks. så mange som tre elementer?

I dette tilfellet ser vi på det siste elementet i stoffet, bestemmer dets oksidasjonstilstand og multipliserer med koeffisienten til høyre (selvfølgelig, hvis den eksisterer). Vi skiller mentalt det siste elementet (med en allerede sikker oksidasjonstilstand) fra de to andre elementene. Det krever vi CO de to første og siste elementene summert til null.

La oss se på et eksempel:

PbCrO4 - bly (II) kromat, som ser ut som et rødt salt. På slutten av formelen er oksygen, hvis oksidasjonstilstand alltid (bortsett fra i noen tilfeller) vil være -2. -2*4=-8. Pb (bly) har CO+2. Ytterligere handlinger vil ligne på en algebraisk ligning, men for å være ærlig, når en person allerede er godt kjent med å bestemme oksidasjonstilstander og vet hvordan man bruker løselighetstabellen, er det fullt mulig å unngå slike beregninger. Så vi betegner et grunnstoff med en ukjent oksidasjonstilstand (krom) som en bokstavvariabel. 2+x-8=0;x=8-2;x=6. Variabelen er 6, derfor blir oksidasjonstilstanden til krom +6.

Oksidasjonstilstander i følgende formler prøv å ordne det selv:

Na2CrO4;
BaCrO4;
Fe(CrO 2) 2;
Cr2O7;
H2CrO4.

Krom -en av de mest interessante kjemiske elementer, forbindelser som er en kompleks ting, men nødvendig å forstå. Det ville vært flott om disse eksemplene bidrar til å forstå et så møysommelig tema.

Redaksjonell "side"

Krom er et element i sideundergruppen til den 6. gruppen av den 4. perioden av det periodiske systemet av kjemiske elementer av D.I. Mendeleev, med atomnummer 24. Det er betegnet med symbolet Cr (lat. Krom). Det enkle stoffet krom er et hardt metall med en blåhvit farge.

Kjemiske egenskaper til krom

Under normale forhold reagerer krom kun med fluor. Ved høye temperaturer (over 600°C) samhandler den med oksygen, halogener, nitrogen, silisium, bor, svovel, fosfor.

4Cr + 3O 2 – t° →2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 – t° → 2CrCl 3

2Cr + N 2 – t° → 2CrN

2Cr + 3S – t° → Cr 2S 3

Ved oppvarming reagerer den med vanndamp:

2Cr + 3H2O → Cr203 + 3H2

Krom løses opp i fortynnet sterke syrer(HCl, H2SO4)

I fravær av luft dannes Cr 2+ salter, og i luft dannes Cr 3+ salter.

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2

2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2

Tilstedeværelsen av en beskyttende oksidfilm på overflaten av metallet forklarer dens passivitet i forhold til konsentrerte løsninger av syrer - oksidasjonsmidler.

Kromforbindelser

Krom(II)oksid og krom(II)hydroksid er basisk i naturen.

Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O

Krom (II) forbindelser er sterke reduksjonsmidler; omdannes til krom (III) forbindelser under påvirkning av atmosfærisk oksygen.

2CrCl2 + 2HCl → 2CrCl3 + H2

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3

Kromoksid (III) Cr 2 O 3 er et grønt, vannuløselig pulver. Kan oppnås ved kalsinering av krom(III)hydroksid eller kalium- og ammoniumdikromater:

2Cr(OH) 3 – t° → Cr 2 O 3 + 3H 2 O

4K 2 Cr 2 O 7 – t° → 2Cr 2 O 3 + 4K 2 CrO 4 + 3O 2

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 – t° → Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O (vulkanreaksjon)

Amfotært oksid. Når Cr 2 O 3 er smeltet sammen med alkalier, brus og syresalter, oppnås kromforbindelser med en oksidasjonstilstand på (+3):

Cr 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaCrO 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2 NaCrO 2 + CO 2

Når de smeltes sammen med en blanding av alkali og oksidasjonsmiddel, oppnås kromforbindelser i oksidasjonstilstanden (+6):

Cr 2 O 3 + 4KOH + KClO 3 → 2K 2 CrO 4 + KCl + 2H 2 O

Krom(III)hydroksid C r (OH) 3. Amfoterisk hydroksid. Grågrønn, brytes ned ved oppvarming, mister vann og danner grønn metahydroksid CrO(OH). Løser seg ikke i vann. Felles ut fra løsningen som et gråblått og blågrønt hydrat. Reagerer med syrer og alkalier, interagerer ikke med ammoniakkhydrat.

Det har amfotere egenskaper - det oppløses i både syrer og alkalier:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O Cr(OH) 3 + ZN + = Cr 3+ + 3H 2 O

Cr(OH) 3 + KOH → K, Cr(OH) 3 + ZON - (kons.) = [Cr(OH) 6 ] 3-

Cr(OH) 3 + KOH → KCrO 2 + 2H 2 O Cr(OH) 3 + MOH = MSrO 2 (grønn) + 2H 2 O (300-400 °C, M = Li, Na)

Cr(OH) 3 →(120 o C – H 2 O) CrO(OH) →(430-1000 0 C –H 2 O) Cr2O3

2Cr(OH)3 + 4NaOH (konsentrert) + ZN 2 O 2 (kons.) = 2Na 2 CrO 4 + 8H 2 0

Kvittering: utfelling med ammoniakkhydrat fra en løsning av krom(III)-salter:

Cr3+ + 3(NH3H20) = MEDr(OH) 3 ↓+ ЗNН 4+

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2Cr(OH) 3 ↓+ 3Na 2 SO 4 (i overskudd av alkali - bunnfallet løses opp)

Krom (III) salter har en lilla eller mørkegrønn farge. Deres kjemiske egenskaper ligner fargeløse aluminiumsalter.

Cr(III)-forbindelser kan vise både oksiderende og reduserende egenskaper:

Zn + 2Cr +3 Cl 3 → 2Cr +2 Cl 2 + ZnCl 2

2Cr +3 Cl 3 + 16NaOH + 3Br 2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H 2 O + 2Na 2 Cr +6 O 4

Seksverdige kromforbindelser

Krom(VI)oksid CrO 3 - knallrøde krystaller, løselig i vann.

Oppnådd fra kaliumkromat (eller dikromat) og H 2 SO 4 (kons.).

K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

CrO 3 er et surt oksid, med alkalier danner det gule kromater CrO 4 2-:

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

I et surt miljø blir kromater til oransje dikromater Cr 2 O 7 2-:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

I et alkalisk miljø fortsetter denne reaksjonen i motsatt retning:

K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH → 2K 2 CrO 4 + H 2 O

Kaliumdikromat er et oksidasjonsmiddel i et surt miljø:

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3NaNO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3NaNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6KI = Cr 2 (SO 4) 3 + 3I 2 + 4K 2 SO 4 + 7H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6FeSO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

Kaliumkromat K 2 Cr O 4 . Oxosol. Gul, ikke-hygroskopisk. Smelter uten dekomponering, termisk stabil. Veldig løselig i vann ( gul fargen på løsningen tilsvarer CrO 4 2- ion), hydrolyserer anionet litt. I et surt miljø blir det til K 2 Cr 2 O 7. Oksidasjonsmiddel (svakere enn K 2 Cr 2 O 7). Går inn i ionebytterreaksjoner.

Kvalitativ reaksjon på CrO 4 2- ion - utfellingen av et gult bunnfall av bariumkromat, som brytes ned i et sterkt surt miljø. Det brukes som et beisemiddel for farging av tekstiler, et skinngarvemiddel, et selektivt oksidasjonsmiddel, et reagens i analytisk kjemi.

Ligninger for de viktigste reaksjonene:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 (30 %)= K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

2K 2 CrO 4 (t) +16HCl (konsentrasjon, horisont) = 2CrCl 3 +3Cl 2 +8H 2 O+4KCl

2K 2 CrO 4 + 2H 2 O+3H 2 S=2Cr(OH) 3 ↓+3S↓+4KOH

2K2CrO4+8H2O+3K2S=2K[Cr(OH)6]+3S↓+4KOH

2K 2 CrO 4 +2AgNO 3 =KNO 3 +Ag 2 CrO 4(rød) ↓

Kvalitativ reaksjon:

K 2 CrO 4 + BaCl 2 = 2KCl + BaCrO 4 ↓

2BaCrO4 (t) + 2HCl (fortynnet) = BaCr 2 O 7 (p) + BaC1 2 + H 2 O

Kvittering: sintring av kromitt med potaske i luft:

4(Cr 2 Fe ‖‖)O 4 + 8K 2 CO 3 + 7O 2 = 8K 2 CrO 4 + 2Fe 2 O 3 + 8СO 2 (1000 °C)

Kaliumdikromat K 2 Cr 2 O 7 . Oxosol. Teknisk navn krom topp. Oransje-rød, ikke-hygroskopisk. Smelter uten dekomponering, og brytes ned ved ytterligere oppvarming. Veldig løselig i vann ( oransje Fargen på løsningen tilsvarer Cr 2 O 7 2- ion. I et alkalisk miljø danner det K 2 CrO 4 . Et typisk oksidasjonsmiddel i løsning og under fusjon. Går inn i ionebytterreaksjoner.

Kvalitative reaksjoner - blå farge på en eterisk løsning i nærvær av H 2 O 2, blå farge på en vandig løsning under påvirkning av atomært hydrogen.

Det brukes som et skinngarvemiddel, et beisemiddel for farging av stoffer, en komponent i pyrotekniske sammensetninger, et reagens i analytisk kjemi, en metallkorrosjonsinhibitor, i en blanding med H 2 SO 4 (konsentrert) - for vask av kjemiske oppvask.

Ligninger for de viktigste reaksjonene:

4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 + 3O 2 (500-600 o C)

K 2 Cr 2 O 7 (t) +14HCl (konsentrert) = 2CrCl3 +3Cl 2 +7H 2O+2KCl (kokende)

K 2 Cr 2 O 7 (t) +2H 2 SO 4(96%) ⇌2KHSO 4 +2CrO3 +H 2 O ("kromblanding")

K 2 Cr 2 O 7 + KOH (kons.) =H 2 O+ 2K 2 CrO 4

Cr 2 O 7 2- +14H + +6I - =2Cr 3+ +3I 2 ↓+7H 2O

Cr 2 O 7 2- +2H + +3SO 2 (g) = 2Cr 3+ +3SO 4 2- +H 2 O

Cr 2 O 7 2- + H 2 O + 3H 2 S (g) =3S↓+2OH - +2Cr 2 (OH) 3 ↓

Cr 2 O 7 2- (kons.) +2Ag + (fortynnet) =Ag 2 Cr 2 O 7 (rød) ↓

Cr 2 O 7 2- (fortynnet) +H 2 O + Pb 2+ =2H + + 2PbCrO 4 (rød) ↓

K 2 Cr 2 O 7(t) +6HCl+8H 0 (Zn)=2CrCl 2(syn) +7H 2O+2KCl

Kvittering: behandling av K 2 CrO 4 med svovelsyre:

2K2CrO4 + H2SO4 (30%) = K 2Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

Mål: utdype elevenes kunnskap om emnet for leksjonen.

Oppgaver:

karakterisere krom som et enkelt stoff;
introdusere elevene til kromforbindelser med forskjellige oksidasjonstilstander;
vise avhengigheten av egenskapene til forbindelser på graden av oksidasjon;
vise redoksegenskapene til kromforbindelser;
fortsette å utvikle elevenes ferdigheter i å skrive ned ligninger av kjemiske reaksjoner i molekylær og ionisk form og skape en elektronisk balanse;
fortsette å utvikle ferdighetene til å observere et kjemisk eksperiment.

Leksjonsskjema: foredrag med elementer selvstendig arbeid studenter og observere et kjemisk eksperiment.

Fremdrift av leksjonen

I. Repetisjon av stoff fra forrige leksjon.

1. Svar på spørsmål og fullfør oppgaver:

Hvilke grunnstoffer tilhører undergruppen krom?

Skriv elektroniske formler for atomer

Hvilken type elementer er det?

Hvilke oksidasjonstilstander viser forbindelsene?

Hvordan endres atomradius og ioniseringsenergi fra krom til wolfram?

Du kan be elevene om å fullføre tabellen ved å bruke de tabulerte verdiene for atomradius, ioniseringsenergier og trekke konklusjoner.

Eksempeltabell:

2. Lytt til en elevs rapport om emnet "Elementer av kromundergruppen i natur, forberedelse og anvendelse."

II. Foredrag.

Forelesningsoversikt:

Krom.
Kromforbindelser. (2)

Kromoksid; (2)
Kromhydroksid. (2)

Kromforbindelser. (3)

Kromoksid; (3)
Kromhydroksid. (3)

Kromforbindelser (6)

Kromoksid; (6)
Kromsyre og dikromsyre.

Avhengighet av egenskapene til kromforbindelser på graden av oksidasjon.
Redoksegenskaper til kromforbindelser.

1. Chrome.

Krom er et hvitt, skinnende metall med en blåaktig fargetone, veldig hard (tetthet 7,2 g/cm3), smeltepunkt 1890˚C.

Kjemiske egenskaper: Krom er et inaktivt metall under normale forhold. Dette forklares av det faktum at overflaten er dekket med en oksidfilm (Cr 2 O 3). Ved oppvarming blir oksidfilmen ødelagt, og krom reagerer med enkle stoffer ved høye temperaturer:

4Сr +3О 2 = 2Сr 2 О 3
2Сr + 3S = Сr 2S 3
2Сr + 3Cl 2 = 2СrСl 3

Trening: utarbeide likninger for reaksjonene av krom med nitrogen, fosfor, karbon og silisium; Lag en elektronisk balanse for en av ligningene, angi oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel.

Interaksjon av krom med komplekse stoffer:

Ved svært høye temperaturer reagerer krom med vann:

2Сr + 3Н2О = Сr2О3 + 3Н2

Trening:

Krom reagerer med fortynnede svovelsyre og saltsyre:

Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2
Cr + 2HCl = CrCl2 + H2

Trening: utarbeide en elektronisk balanse, angi oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel.

Konsentrert svovelsaltsyre og salpetersyre passivere krom.

2. Kromforbindelser. (2)

1. Kromoksid (2)- CrO er et fast, knallrødt stoff, et typisk basisk oksid (det tilsvarer krom(2)hydroksid - Cr(OH) 2), løses ikke opp i vann, men oppløses i syrer:

CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O

Trening: utarbeide en reaksjonsligning i molekylær og ionisk form for interaksjonen av kromoksid (2) med svovelsyre.

Kromoksid (2) oksideres lett i luft:

4CrO+ O 2 = 2Cr 2 O 3

Trening: utarbeide en elektronisk balanse, angi oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel.

Kromoksid (2) dannes ved oksidasjon av kromamalgam med atmosfærisk oksygen:

2Сr (amalgam) + O 2 = 2СrО

2. Kromhydroksid (2)- Cr(OH) 2 er et gult stoff, lite løselig i vann, med en uttalt basisk karakter, derfor interagerer det med syrer:

Cr(OH)2 + H2SO4 = CrSO4 + 2H2O

Trening: utarbeide reaksjonsligninger i molekylær og ionisk form for interaksjonen av kromoksid (2) med saltsyre.

I likhet med krom(2)-oksid, blir krom(2)-hydroksid oksidert:

4 Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Cr(OH) 3

Trening: utarbeide en elektronisk balanse, angi oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel.

Kromhydroksid (2) kan oppnås ved påvirkning av alkalier på kromsalter (2):

CrCl2 + 2KOH = Cr(OH)2 ↓ + 2KCl

Trening: skrive ioniske ligninger.

3. Kromforbindelser. (3)

1. Kromoksid (3)- Cr 2 O 3 – mørkegrønt pulver, uløselig i vann, ildfast, nær korund hardhet (kromhydroksid (3) – Cr(OH) 3) tilsvarer det. Kromoksid (3) er amfotert av natur, men er dårlig løselig i syrer og alkalier. Reaksjoner med alkalier oppstår under fusjon:

Cr 2 O 3 + 2KOH = 2KSrO 2 (kromitt K)+ H2O

Trening: utarbeide en reaksjonsligning i molekylær og ionisk form for interaksjonen av kromoksid (3) med litiumhydroksid.

Det er vanskelig å samhandle med konsentrerte løsninger av syrer og alkalier:

Cr 2 O 3 + 6 KOH + 3H 2 O = 2K 3 [Cr(OH) 6 ]
Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O

Trening: utarbeide reaksjonsligninger i molekylær og ionisk form for interaksjonen av kromoksid (3) med konsentrert svovelsyre og en konsentrert løsning av natriumhydroksid.

Kromoksid (3) kan oppnås fra dekomponering av ammoniumdikromat:

(NН 4)2Сr 2 О 7 = N 2 + Сr 2 О 3 +4Н 2 О

2. Kromhydroksid (3) Cr(OH) 3 oppnås ved virkning av alkalier på løsninger av kromsalter (3):

CrCl3 + 3KOH = Cr(OH)3 ↓ + 3KCl

Trening: skrive ioniske ligninger

Kromhydroksid (3) er et grågrønt bunnfall, ved mottak av hvilket alkaliet må tas i mangel. Kromhydroksidet (3) oppnådd på denne måten, i motsetning til det tilsvarende oksidet, reagerer lett med syrer og alkalier, dvs. viser amfotere egenskaper:

Cr(OH)3 + 3HNO3 = Cr(NO3)3 + 3H2O
Cr(OH)3 + 3KOH = K3 [Cr(OH)6] (heksahydroksokromitt K)

Trening: utarbeide reaksjonsligninger i molekylær og ionisk form for interaksjonen av kromhydroksid (3) med saltsyre og natriumhydroksid.

Når Cr(OH) 3 er smeltet sammen med alkalier, oppnås metakromitter og ortokromitter:

Cr(OH)3 + KOH = KCrO2 (metakromitt K)+ 2H20
Cr(OH)3 + KOH = K3CrO3 (ortokromitt K)+ 3H20

4. Kromforbindelser. (6)

1. Kromoksid (6)- CrO 3 – mørkerødt krystallinsk stoff, svært løselig i vann – et typisk surt oksid. Dette oksidet tilsvarer to syrer:

CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4 (kromsyre - dannes når det er overflødig vann)
CrO 3 + H 2 O = H 2 Cr 2 O 7 (dikromsyre - dannet ved høy konsentrasjon av kromoksid (3)).

Kromoksid (6) er et veldig sterkt oksidasjonsmiddel, derfor interagerer det energisk med organiske stoffer:

C 2 H 5 OH + 4CrO 3 = 2CO 2 + 2Cr 2 O 3 + 3H 2 O

Oksyderer også jod, svovel, fosfor, kull:

3S + 4CrO3 = 3SO2 + 2Cr2O3

Trening: skrive ligninger kjemiske reaksjoner kromoksid (6) med jod, fosfor, kull; lage en elektronisk balanse for en av ligningene, angi oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel

Ved oppvarming til 250 0 C brytes kromoksid (6) ned:

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2

Kromoksid (6) kan oppnås ved innvirkning av konsentrert svovelsyre på faste kromater og dikromater:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2CrO 3 + H 2 O

2. Kromsyre og dikromsyre.

Kromsyre og dikromsyre eksisterer bare i vandige løsninger og danner henholdsvis stabile salter, kromater og dikromater. Kromater og deres løsninger er gule i fargen, dikromater er oransje.

Kromat - CrO 4 2- ioner og dikromat - Cr 2O 7 2- ioner forvandles lett til hverandre når løsningsmiljøet endres

I en sur løsning forvandles kromater til dikromater:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

I et alkalisk miljø blir dikromater til kromater:

K 2 Cr 2 O 7 + 2 KOH = 2 K 2 CrO 4 + H 2 O

Når den fortynnes, blir dikromsyre til kromsyre:

H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 2H 2 CrO 4

5. Avhengighet av egenskapene til kromforbindelser av oksidasjonsgraden.

Oksidasjonstilstand	+2	+3	+6
Oksyd	CrO	Cr 2 O 3	СrО 3
Karakteren til oksidet	grunnleggende	amfoterisk	syre
Hydroksyd	Cr(OH) 2	Cr(OH) 3 – H 3 CrO 3	H 2 CrO 4
Arten av hydroksydet	grunnleggende	amfoterisk	syre
→ svekkelse av grunnleggende egenskaper og styrking av sure egenskaper→

6. Redoksegenskaper til kromforbindelser.

Reaksjoner i et surt miljø.

I et surt miljø omdannes Cr +6-forbindelser til Cr +3-forbindelser under påvirkning av reduksjonsmidler: H 2 S, SO 2, FeSO 4

K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 = 3S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
S -2 – 2e → S 0
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3

Trening:

1. Utlign reaksjonsligningen ved hjelp av den elektroniske balansemetoden, angi oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel:

Na 2 CrO 4 + K 2 S + H 2 SO 4 = S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O

2. Legg til reaksjonsproduktene, utlign ligningen ved hjelp av den elektroniske balansemetoden, angi oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel:

K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 =? +? +H2O

Reaksjoner i et alkalisk miljø.

I et alkalisk miljø forvandles kromforbindelsene Cr +3 til forbindelser Cr +6 under påvirkning av oksidasjonsmidler: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:

2KCrO2 +3 Br2 +8NaOH =2Na2CrO4 + 2KBr +4NaBr + 4H2O
Cr +3 - 3e → Cr +6
Br2 0 +2e → 2Br -

Trening:

Utlign reaksjonsligningen ved hjelp av den elektroniske balansemetoden, angi oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel:

NaCrO 2 + J 2 + NaOH = Na 2 CrO 4 + NaJ + H 2 O

Legg til reaksjonsproduktene, utlign ligningen ved hjelp av den elektroniske balansemetoden, angi oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel:

Cr(OH) 3 + Ag 2 O + NaOH = Ag + ? + ?

Dermed øker de oksiderende egenskapene konsekvent med en endring i oksidasjonstilstander i serien: Cr +2 → Cr +3 → Cr +6. Kromforbindelser (2) er sterke reduksjonsmidler og oksideres lett og blir til kromforbindelser (3). Kromforbindelser (6) er sterke oksidasjonsmidler og reduseres lett til kromforbindelser (3). Kromforbindelser (3) viser oksiderende egenskaper når de interagerer med sterke reduksjonsmidler, blir til kromforbindelser (2), og når de interagerer med sterke oksidasjonsmidler viser de reduserende egenskaper, blir til kromforbindelser (6)

Til forelesningsmetodikken:

For å styrke studentenes kognitive aktivitet og opprettholde interessen, er det tilrådelig å gjennomføre et demonstrasjonseksperiment under forelesningen. Avhengig av evner pedagogisk laboratorium Du kan demonstrere følgende eksperimenter for elever:

oppnå kromoksid (2) og kromhydroksid (2), bevis på deres grunnleggende egenskaper;
oppnå kromoksid (3) og kromhydroksid (3), bevise deres amfotere egenskaper;
oppnå kromoksid (6) og oppløse det i vann (fremstilling av kromsyre og dikrosyre);
overgang av kromater til dikromater, dikromater til kromater.

Selvstendige arbeidsoppgaver kan differensieres under hensyntagen til elevenes reelle læringsevner.
Du kan fullføre forelesningen ved å fullføre følgende oppgaver: skrive ligninger av kjemiske reaksjoner som kan brukes til å utføre følgende transformasjoner:

.III. Hjemmelekser: forbedre forelesningen (legg til ligningene for kjemiske reaksjoner)

Vasilyeva Z.G. Laboratoriearbeid generelt og uorganisk kjemi. -M.: «Kjemi», 1979 – 450 s.
Egorov A.S. Lærer i kjemi. – Rostov ved Don: «Phoenix», 2006.-765 s.
Kudryavtsev A.A. Samling kjemiske ligninger. - M., "Higher School", 1979. - 295 s.
Petrov M.M. Uorganisk kjemi. – Leningrad: “Chemistry”, 1989. – 543 s.
Ushkalova V.N. Kjemi: konkurranseoppgaver og svar. - M.: «Enlightenment», 2000. – 223 s.