Диаграмма Латимера для хрома:

+ 0,293

+1,33 - 0,406 - 0,913

C r₂O₇ ^2- Cr³⁺ Cr²⁺ Cr⁰ (кислая среда)

-0,744

-0,165 -1,057 -1,35

C rO₄^2- [Cr(OH)₄]^-1 Cr(OH)₂ (щелочная среда)

Соединения хрома в высшей степени окисления (+6) являются сильными окислителями в кислой среде. Так, на холоде дихроматы и полихроматы энергично окисляют HI, H₂S, H₂SO₃ и их соли, а при нагревании HBr и даже HCl :

K₂Cr₂O₇ (тв.)+14HCl(конц.) = 2KCl + 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 7H₂O

Металлический хром и соединения хрома (+2) – сильные восстановители. Так, Cr(OH)₂ легко окисляется кислородом воздуха:

4Cr(OH)₂ + O₂ + H₂O  4Cr(OH)₃ ,

а ион Cr²⁺ способен, подобно активным металлам, восстанавливать водород даже из воды, переходя в производные хрома (+3). Соединения хрома (+3) относительно устойчивы, но в щелочных растворах окисляются сильными окислителями (H₂O₂, Br₂ и др.) до хроматов:

2CrCl₃ + 16NaOH + 3Br₂  2Na₂CrO₄ + 6NaBr + 6NaCl + 8H₂O

Вопросы для подготовки к занятию

1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени окисления.

2. Свойства простых веществ – металлов:

- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов металлов»;

- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими неметаллами;

- взаимодействие с водой, водными растворами щелочей, водными растворами кислот, окисляющими H⁺ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H₂SO₄, H₃PO₄, RCOOH и другими);

- взаимодействие с концентрированной H₂SO₄, разбавленной и концентрированной HNO₃, «царской водкой».

3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов VIБ подгруппы:

- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном растворе;

- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;

- взаимодействие с основаниями и основными оксидами при сплавлении и растворами щелочей.

4. Свойства солей металлов VIБ подгруппы:

- растворимость в воде, гидролиз;

- растворимость в кислотах, щелочах.

5. Комплексные соединения металлов VIБ подгруппы.

6. Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов VIБ подгруппы.

7. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.

8. Получение и применение металлов VIБ подгруппы и их соединений.

Экспериментальная часть

Опыт I. Взаимодействие хрома с кислотами

В три пробирки – одну с концентрированной хлороводородной кислотой (6 н), вторую с концентрированной азотной кислотой, третью – с концентрированной серной кислотой опустить по кусочку металлического хрома. Наблюдать в первой пробирке выделение газа (какого), появление синей окраски раствора, характерной для ионов Cr²⁺ и ее быстрое изменение. Протекает ли реакция во второй и в третьей пробирках Во второй пробирке слить азотную кислоту, промыть металл дистиллированной водой и добавить хлороводородную кислоту (6 н.). Протекает ли реакция в этом случае Какое действие оказала азотная кислота на хром Составить уравнения протекающих реакций.

Опыт 2. Получение соединений хрома (II) и изучение их свойств

а) Внести в пробирку около I мл раствора хлорида хрома (III), несколько капель концентрированной HCl и одну гранулу металлического цинка. Объяснить изменение цвета раствора. Составить уравнение реакции.

б) В пробирку налить часть полученного в опыте 2а раствора хрома (II). Объяснить изменение цвета раствора при взбалтывании. Почему подкисленный раствор CrCl₂ используют для поглощения кислорода В обоснование ответа привести окислительно–восстановительные потенциалы соответствующих систем. Составить уравнение реакции.

в) В пробирку с раствором щелочи добавить раствор хлорида хрома (II), полученный в опыте 2а. Смесь взболтать. Объяснить наблюдаемое. Составить уравнение реакции.

Опыт 3. Получение оксида хрома (III) (демонстрационный)

В сухую пробирку насыпать 1/5 объема кристаллов сухой соли дихромата аммония (NH₄)₂ Cr₂O₇. Пробирку закрепить вертикально в штативе и нагреть над пламенем спиртовки, равномерно нагревая поверхность пробирки, где находится соль.

ВНИМАНИЕ! В момент начала реакции спиртовку отвести от пробирки!

Что вы наблюдаете Указать продукты реакции, их цвет и агрегатное состояние. Написать уравнение реакции разложения дихромата аммония, учитывая, что получается вода, оксид хрома (III) и азот. Подобрать коэффициенты в этом уравнении. Указать в этой реакции окислитель и восстановитель.

Опыт 4. Получение и свойства гидроксида хрома (III)

В две пробирки прилить по 2-3 капли раствора хрома (III). В каждую пробирку приливать по каплям раствор щелочи до образования осадка. Отметить цвет образующегося осадка. Написать уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Далее в одну из пробирок прилить по каплям избыток раствора кислоты, а в другую – избыток раствора щелочи. Что происходит Отметить визуальные наблюдения. Написать уравнения химических превращений в молекулярном и ионном виде. Сделать выводы о химических свойствах гидроксида хрома (III). Раствор гексагидроксохромата (III) натрия, полученного при добавлении избытка щелочи к Cr(OH)₃, сохранить для опыта 6а.

Опыт 5. Гидролиз соединений хрома (III)

а) Растворить в пробирке несколько кристаллов соли хрома (III) в дистиллированной воде. Измерить рН раствора с помощью универсальной индикаторной бумаги. Объяснить наблюдаемое, составить уравнение гидролиза. Какие вещества при этом получаются Как можно ослабить гидролиз соли хрома (III) Как его усилить

б) Экспериментально проверить, возможно ли получение Cr₂S₃ и Cr₂(CO₃)₃ по обменным реакциям в водном растворе. К 2-3 каплям раствора соли хрома (III) прибавить по каплям раствор карбоната натрия до образования осадка (каков его состав). Отметить выделение газа. Испытать образовавшийся осадок кислотой и щелочью. Объяснить наблюдаемое. Составить уравнение реакции. Аналогично провести реакцию соли хрома (III) с раствором сульфида натрия. Отметить наблюдения и дать объяснения. Составить уравнения реакций.

Опыт 6. Восстановительные свойства солей хрома (III)

В пробирку с хромитом натрия, полученным в опыте 4, прибавить 3-5 капель раствора пероксида водорода (Н₂О₂). Нагреть смесь на водяной бане или очень осторожно подержать над пламенем спиртовки. Нагревание продолжать до перехода зеленой окраски в желтую. Написать уравнение реакции. Подобрать коэффициенты ионно-электронным методом. Указать окислитель, восстановитель; процессы окисления, восстановления.

Опыт 7. Условия сосуществования в растворе хромата и дихромата

а) Переход хромата в дихромат.

В пробирку прилить 2-3 капли раствора хромата калия или натрия (K₂CrO₄ или Na₂CrO₄) и сюда же прилить 4-5 капель раствора серной кислоты. Отметить наблюдаемое явление. Как изменилась окраска раствора при добавлении кислоты Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной форме. При каких значениях рН существуют в растворе хроматы

б) Переход дихромата в хромат.

В пробирку прилить 3-4 капли дихромата калия и сюда же прилить по каплям раствор щелочи до изменения цвета раствора. Какова окраска полученного раствора Как объяснить изменение цвета Написать уравнение реакции перехода дихромата в хромат в молекулярной и ионной форме. В какой среде существуют дихроматы

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