в какой среде устойчивы дихроматы

В какой среде устойчивы дихроматы

Репетитор по химии и биологии

100 баллов ЕГЭ по химии!

Первый МГМУ им. И.М. Сеченова

выпускница репетитора В.Богуновой

РГМУ по химии 2010

РНИМУ им. Н.И. Пирогова

выпускница репетитора В.Богуновой

Первый МГМУ им. И.М. Сеченова

выпускница репетитора В.Богуновой

МГМСУ, лечебный факультет

выпускник репетитора В.Богуновой

МГМСУ, лечебный факультет

выпускница репетитора В. Богуновой

РНИМУ им. Н.И. Пирогова

выпускник репетитора В.Богуновой

РНИМУ им. Н.И. Пирогова

выпускница репетитора В.Богуновой

Первый МГМУ им. И.М. Сеченова

выпускница репетитора В.Богуновой

Первый МГМУ им. И.М. Сеченова

выпускница репетитора В.Богуновой

Ой, мама, я влюбилась в ОВР!

Вы хотите познавать химию и профессионально, и с удовольствием? Тогда вам сюда! Автор методики системно-аналитического изучения химии Богунова В.Г. раскрывает тайны решения задач, делится секретами мастерства при подготовке к ОГЭ, ЕГЭ, ДВИ и олимпиадам

Утром меня разбудил вызов по скайпу. Подключившись, я увидела девчонок из группы Фабрика. Их радостные физиономии в обрамлении желтых кудрей «А-ля Блонд» не предвещали ничего хорошего. И действительно, через секунду раздались оглушительные вопли:

Ой, мама, я влюбилась, ой, мама, ты б не злилась,

Ой, мама, не смогла, голову потеряла.

Ой, мама, я влюбилась, ой, мама, ты б не злилась,

Ой, мама, не смогла, он позвал, а я пошла.

Пойду, пойду в лес гулять, абы ягодки искать.

Ой, подруженьки мои, аууу! где же вы?

Расскажите про него, про дружочка моего.

Где, в какой он стороне, расскажите мне.

Ой, мама, ой, скучно идти домой,

Скучно одной мне идти домой-ой-ой

Ой, мама, ой, скучно идти домой,

Скучно одной мне идти домой-ой-ой

Ой, мама, ой, скучно идти домой,

Скучно одной мне идти домой-ой-ой

Фонарей оранжевых мячики света не дают,

А нахальные хулиганчики о любви поют.

И от песенок этих песенок, что летят во тьму,

То ли страшно мне, то ли весело даже не пойму.

Ой, мама, ой, скучно идти домой,

Скучно одной мне идти домой-ой-ой

Ой, мама, ой, скучно идти домой,

Скучно одной мне идти домой-ой-ой

Ой, мама, ой, скучно идти домой,

Скучно одной мне идти домой-ой-ой

Сегодня мы продолжим знакомиться с портретами известных окислителей, вернее, с продуктами их восстановления. Их нужно помнить, чтобы написать ОВР методом полуреакций.

Хроматы устойчивы только в щелочной среде. При подкислении раствора, желтая окраска хромата сменяется на оранжевую дихромата, в следствии перехода хромат-иона в дихромат-ион. На этом основано получение бихроматов из хроматов и наоборот:

Внимательно прочитайте примеры ОВР с участием хроматов-дихроматов в различных средах и попробуйте прописать их самостоятельно.

2) В нейтральной среде

3) В щелочной среде

На закуску дарю небольшую подборку вариантов 30-х заданий ЕГЭ с хроматами-дихроматами. Попробуйте выполнить задания и написать ОВР методом полуреакций. Правильность написания ОВР можно проверить по готовым молекулярным уравнениям реакции.

Задание 30 (9 вариантов с решением)

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна окислительно восстановительная реакция, и запишите уравнение этой реакции. Допустимо использование водных растворов веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

1) гидроксид натрия, дихромат калия, хлорид бария, диоксид кремния, соляная кислота

2) дихромат калия, сульфат меди, серная кислота, бромид калия, гидроксид алюминия

3) карбонат бария, оксид меди (I), концентрированная серная кислота, гидрокарбонат натрия, дихромат натрия

4) раствор серной кислоты, гидроксид меди (II), дихромат калия, диоксид кремния, сульфат железа (II)

5) дихромат калия, сульфит натрия, нитрат калия, нитрат бария, аммиак

6) гидроксид калия, силикат калия, хромат калия, гидроксид лития, нитрит натрия

7) дихромат натрия, серная кислота, иодид натрия, силикат калия, нитрат магния

8) нитрат аммония, дихромат калия, серная кислота, сульфид калия, фторид магния

9) сероводород, хромат натрия, бромид натрия, фторид калия, серная кислота, нитрат магния

Ссылки на статьи, в которых очень подробно разобрана технология написания окислительно-восстановительных реакций:

Полный каталог статей репетитора Богуновой В.Г. вы найдете на странице сайта Статьи репетитора

На странице ВК я анонсирую свои публикации, вебинары, уроки, рассказываю и показываю решение задач и заданий, выкладываю новинки теоретического материала, конспекты и лекции. Добавляйтесь ко мне в друзья ВК, и вы всегда будете в курсе всех событий, связанных с подготовкой к ЕГЭ, ДВИ, олимпиадам!

Подписывайтесь на YouTube-канал Репетитор по химии и биологии. Ежедневно появляются новые вебинары, видео-уроки, видео-консультации, видео-решения заданий ЕГЭ.

Пишите мне в WhatsApp +7(903)186-74-55

Приходите ко мне на занятия, я помогу вам изучить химию и биологию, научу решать любые задачи, даже самые сложные.

Источник

В какой среде устойчивы дихроматы

Оксид хрома (VI) CrO₃ – темно-красное кристаллическое вещество, имеет цепочечную структуру. Гигроскопичен, расплывается на воздухе, малоустойчив, разлагается при нормальных условиях. Очень сильный окислитель. Проявляет кислотные свойства.

Растворяется в воде, образуя хромовые кислоты:

В растворе хромовых кислот существует равновесие:

При разбавлении раствора равновесие смещается в сторону образования хромовой кислоты.

Реагирует с основными оксидами и основаниями:

Оксид хрома (VI) – очень сильный окислитель, окисляет фосфор, углерод и серу, многие органические вещества, например:

Образуется при разложении хромата натрия серной кислотой при температуре около 200°С:

Хромовые кислоты в свободном состоянии не выделены, в растворе проявляют свойства сильных кислот.

Хроматы – соли хромовых кислот. Хроматы – соли хромовой кислоты – имеют в своем составе анион CrO₄ 2- и обладают желтой окраской, дихроматы – соли дихромовой кислоты – содержат анион Cr₂O₇ 2- оранжевого цвета. Хроматы устойчивы в щелочной среде, дихроматы – в кислой, в растворе существует равновесие :

При нагревании дихроматы разлагаются:

Соли хрома (VI) – сильные окислители, восстанавливаются до соединений хрома (III). В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III):

в кислой соли хрома (III):

в щелочной – производные анионного комплекса [Cr(OH)₆] 3- :

Наибольшее значение имеют соли натрия и калия, получить их можно при сплавлении хромистого железняка с соответствующими карбонатами при температуре выше 1000°С на воздухе:

Источник

В какой среде устойчивы дихроматы

Репетитор по химии и биологии

РНИМУ им. Н.И. Пирогова

выпускник репетитора В.Богуновой

Первый МГМУ им. И.М. Сеченова

выпускник репетитора В.Богуновой

РНИМУ им. Н.И. Пирогова

выпускник репетитора В.Богуновой

МГМСУ им. А.И. Евдокимова

выпускница репетитора В. Богуновой

РНИМУ им. Н.И. Пирогова

выпускница репетитора В.Богуновой

· Кислородные соединения галогенов

· ОВР с органическими восстановителями

· Комбинированные задачи с ОВР

Чем выше степень окисления атома в составе молекулы или иона, тем ярче проявляется окислительная активность.

Только свойства окислителя проявляют атомы с максимально возможной степенью окисления (она равна номеру группы).

Хроматы устойчивы только в щелочной среде. При подкислении раствора, желтая окраска хромата сменяется на оранжевую дихромата, в следствии перехода хромат-иона в дихромат-ион. На этом основано получение бихроматов из хроматов и наоборот:

Примеры ОВР с перманганатом в разных средых

2) Нейтральная среда

Ссылки на статьи, в которых подробно разобрана технология написания окислительно-восстановительных реакций:

Источник

Хром. Химия хрома и его соединений

Положение в периодической системе химических элементов

Хром расположен в 6 группе (или в побочной подгруппе VI группы в короткопериодной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение атома хрома

Электронная конфигурация хрома в основном состоянии :

+24Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 1s 2s 2p

Примечательно, что у атома хрома уже в основном энергетическом состоянии происходит провал (проскок) электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.

Физические свойства

Хром – твердый металл голубовато-белого цвета. Очень чистый хром поддается механической обработке. В природе встречается в чистом виде и широко применяется в различных отраслях науки, техники и производства. Чаще всего хром применяется, как компонент сплавов, которые используются при изготовлении медицинского или химического технологического оборудования и приборов.

Изображение с портала top10a.ru

Нахождение в природе

Хром – довольно распространенный металл в земной коре (0,012 масс.%). Основной минерал, содержащий хром – хромистый железняк FeO·Cr₂O₃ (или Fe(CrO₂)₂).

Способы получения

Хром получают из хромита железа. Для восстановления используют кокс:

Fe(CrO₂)₂ + 4C → Fe + 2Cr + 4CO

Еще один способ получения хрома: восстановление из оксида алюминием (алюмотермия):

Качественные реакции

CrCl₂ + 2NaOH → Cr(OH)₂ + 2NaCl

CrCl₃ + 3KOH → Cr(OH)₃ + 3KCl

При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид хрома (III) растворяется с образованием комплексной соли:

Соли хрома можно обнаружить с помощью водного раствора аммиака. При взаимодействии растворимых солей хрома (II) с водным раствором аммиака также образуется коричневый осадок гидроксида хрома (II).

CrCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O → Cr(OH)₂↓ + 2NH₄Cl

Cr 2+ + 2NH₃ + 2H₂O → Cr(OH)₂↓ + 2NH₄ +

При взаимодействии растворимых солей хрома (III) с водным раствором аммиака также образуется серо-зеленый осадок гидроксида хрома (III).

CrCl₃ + 3NH₃ + 3H₂O → Cr(OH)₃↓ + 3NH₄Cl

Cr 3+ + 3NH₃ + 3H₂O → Cr(OH)₃ ↓ + 3NH₄ +

Химические свойства

В соединениях хром может проявлять степени окисления от +1 до +6. Наиболее характерными являются соединения хрома со степенями окисления +3 и +6. Менее устойчивы соединения хрома со степенью окисления +2. Хром образует комплексные соединения с координационным числом 6.

1. При комнатной температуре хром химически малоактивен из-за образования на его поверхности тонкой прочной оксидной пленки. При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами: кислородом, галогенами, серой, азотом, кремнием, углеродом, фосфором.

1.1. При взаимодействии хрома с галогенами образуются галогениды:

2Cr + 3Cl₂ → 2CrCl₃

1.2. Хром реагирует с серой с образованием сульфида хрома:

Cr + P → CrP

1.4. С азотом хром реагирует при нагревании до 1000 о С с образованием нитрида:

2Cr + N₂ → 2CrN

1.5. Хром не взаимодействует с водородом.

1.6. Хром взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

2. Хром взаимодействует и со сложными веществами:

2.1. Хром реагирует с парами воды в раскаленном состоянии:

2.2. В ряду напряжений хром находится левее водорода и поэтому в отсутствии воздуха может вытеснить водород из растворов минеральных кислот (соляной и разбавленной серной кислоты), образуя соли хрома (II).

Cr + 2HCl → CrCl₂ + H₂↑

В присутствии кислорода образуются соли хрома (III):

4Cr + 12HCl + 3O₂ → 4CrCl₃ + 6H₂O

2.3. При обычных условиях хром не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат хрома (III) и вода:

2.4. Хром не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.

Только при сильном нагревании концентрированная азотная кислота растворяет хром:

2.5. Растворы щелочей на хром практически не действуют.

2Cr + 3CuCl₂ → 2CrCl₃ + 3Cu

Восстановительные свойства хрома также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натрия, нитратами и нитритами, хлоратами в щелочной среде.

Хлорат калия и нитрат калия также окисляют хром:

Оксид хрома (III)

Способы получения

Оксид хрома (III) можно получить различными методами :

1. Термическим разложением гидроксида хрома (III):

2. Разложением дихромата аммония:

3. Восстановлением дихромата калия углеродом (коксом) или серой:

Химические свойства

1. При сплавлении оксида хрома (III) с основными оксидами активных металлов образуются соли-хромиты.

3. Оксид хрома (III) не взаимодействует с водой.

Оксид хрома (III) окисляется бромом в присутствии гидроксида натрия:

Озоном или кислородом:

Нитраты и хлораты в расплаве щелочи также окисляют оксид хрома (III):

6. Оксид хрома (III) проявляет слабые окислительные свойства при взаимодействии с более активными металлами.

Реакция очень экзотермическая, сопровождается выделением большого количества света:

Материал с сайта pikabu.ru

Если сжечь большой объем термита в тигле, то можно получить металлический хром:

Материал с сайта pikabu.ru

7. Оксид хрома (III) – твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Оксид хрома (II)

Химические свойства

Оксид хрома (II) имеет основный характер, ему соответствует гидроксид хрома (II), обладающий основными свойствами.

2. При высоких температурах оксид хрома (II) диспропорционирует :

3CrO → Cr + Cr₂O₃

3. Оксид хрома (II) не взаимодействует с водой.

CrO + 2HCl → CrCl₂ + H₂O

И с серной кислотой:

Оксид хрома (VI)

Оксид хрома (VI) CrO₃ – темно-красное кристаллическое вещество. Гигроскопичен, расплывается на воздухе, малоустойчив, разлагается при нормальных условиях.

Способы получения

Оксид хром (VI) можно получить действием концентрированной серной кислоты на сухие хроматы или дихроматы:

Химические свойства

Оксид хрома (VI) – кислотный. Сильно ядовит. Оксиду хрома (VI) соответствуют хромовая (H₂CrO₄) и дихромовая (H₂Cr₂O₇) кислоты.

Изображение с портала chemres.ru

1. При взаимодействии оксида хрома (VI) с водой образуется хромовые кислоты:

Или с оксидом лития с образованием хромата лития:

3. Оксид хрома (VI) – очень сильный окислитель : окисляет углерод, серу, иод, фосфор, превращаясь при этом в оксид хрома (III).

Гидроксид хрома (III)

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃ – это твердое вещество серо-зеленого цвета.

Способы получения

1. Гидроксид хрома (III) можно получить действием раствора аммиака на соли хрома (III).

2. Пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через раствор гексагидроксохромата калия:

Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить сложное вещество K₃[Cr(OH)₆] на составные части: KOH и Cr(OH)₃. Далее мы определяем, как реагирует углекислый газ с каждым из этих веществ, и записываем продукты их взаимодействия. Т.к. Cr(OH)₃ не реагирует с СО₂, то мы записываем справа Cr(OH)₃ без изменения. Гидроксид калия реагирует с избытком углекислого газа с образованием гидрокарбоната калия

3. Гидроксид хрома (III) можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли хрома (III).

Например: бромид хрома (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида хрома (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

Хлорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства

4. Г идроксид хрома (III) разлагается при нагревании :

5. Под действием окислителей в щелочной среде переходит в хромат.

Гидроксид хрома (II)

Способы получения

1. Гидроксид хрома (II) можно получить действием раствора аммиака на соли хрома (II).

2. Гидроксид хрома (II) можно получить действием щелочи на соли хрома (II).

CrCl₂ + 2KOH → Cr(OH)₂↓ + 2KCl

Химические свойства

3. Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель.

Соли хрома

Соли хрома (II)

Все соли хрома (II) – сильные восстановители. В растворах окисляются даже кислородом воздуха.

Концентрированные кислоты-окислители (азотная и серная) также окисляют соединения хрома (II):

Соли хрома (III)

Хром с валентностью III образует два типа солей:

2CrCl₃ + 3Br₂ + 16KOH → 2K₂CrO₄ + 6KBr + 6KCl + 8H₂O

или сульфат хрома (III):

Пероксид водорода в присутствии щелочи также окисляет соли хрома (III):

Даже перманганат калия в щелочной среде окисляет соли хрома (III):

Комплексные соли хрома (III) также окисляются сильными окислителями в присутствии щелочей.

Оксид свинца (IV) также окисляет хромиты:

2. Соли хрома (III) в щелочной среде образуют гидроксид хрома (III), который сразу растворяется, образуя гидроксокомплекс.

2CrCl₃ + 6KOH → 2Cr(OH)₃ + 6KCl

3. Более активные металлы вытесняют хром (III) из солей.

Гидролиз солей хрома (III)

Растворимые соли хрома (III) и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: Cr 3+ + H₂O = CrOH 2+ + H +

II ступень: CrOH 2+ + H₂O = Cr(OH )₂ + + H +

Однако сульфиды, сульфиты, карбонаты хрома (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой в момент образования.

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Хромиты

Соли, в которых хром (III) входит в состав кислотного остатка (хромиты) — образуются из оксида хрома (III) при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

Для понимания свойств хромитов их удобно мысленно разделить на два отдельных вещества.

NaСrO₂ разделяем на Na₂O и Cr₂O₃

При этом очевидно, что хромиты реагируют с кислотами. При недостатке кислоты образуется гидроксид хрома (III):

NaCrO₂ + HCl _{(недостаток)} + H₂O → Cr(OH)₃ + NaCl

В избытке кислоты гидроксид хрома (III) не образуется:

NaCrO₂ + 4HCl _{(избыток)} → CrCl₃ + NaCl + 2H₂O

NaCrO₂ + 4HCl → CrCl₃ + NaCl + 2H₂O

Под действием избытка воды хромиты гидролизуются:

Соли хрома (VI)

Оксиду хрома ( VI ) соответствуют две кислоты – хромовая Н₂ CrO ₄ и дихромовая Н₂ Cr ₂ O ₇. Поэтому хром в степени окисления +6 образует два типа солей: хроматы и дихроматы.

1. Различить эти соли довольно легко: хроматы желтые, а дихроматы оранжевые. Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы устойчивы в кислой среде.

При добавлении к хроматам кислот они переходят в дихроматы.

И наоборот: дихроматы реагируют с щелочами с образованием хроматов.

Видеоопыт взаимных переходов хроматов и дихроматов при добавлении кислоты или щелочи можно посмотреть здесь.

2. Хроматы и дихроматы проявляют сильные окислительные свойства. При взаимодействии с восстановителями они восстанавливаются до соединений хрома (III).

В нейтральной среде хроматы и дихроматы восстанавливаются до гидроксида хрома (III).

Хромат калия окисляет сульфид аммония:

При взаимодействии с восстановителями в щелочной среде хроматы и дихроматы образуют комплексные соли.

Хромат натрия окисляет сернистый газ:

Хромат натрия окисляет сульфид натрия:

При взаимодействии с восстановителями в кислой среде хроматы и дихроматы образуют соли хрома (III).

Дихромат калия окисляет йодид калия, фосфид кальция, соединения железа (II), сернистый газ, концентрированную соляную кислоту:

Источник