3. Свойства простых веществ: реакции с кислотами
Хром
Пассивируется разбавленной и концентрированной азотной кислотой, царской водкой, и даже при кипячении металла с этими реагентами растворяется лишь незначительно. Пассивированный азотной кислотой хром, в отличие от металла без защитного слоя, не растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах даже при длительном кипячении в растворах этих кислот, тем не менее, в определенный момент начинается быстрое растворение, сопровождающееся вспениванием от выделяющегося водорода – из пассивной формы хром переходит в активированную, не защищенную пленкой оксида:
Cr + 2HCl = CrCl2 + H2
Если в процессе растворения добавить азотной кислоты, то реакция сразу прекращается – хром снова пассивируется.
Молибден и вольфрам
Не растворяются в кислотах-неокислителях
Окисляются в кислой среде:
W + 2HNO3+ 8HF = H2[WF8]
Mo + 2HNO3+ 2HCl = MoO2Cl2+ 2NO + 2H2O
В концентрированной азотной кислоте минерал молибдена растворяется, но при этом выпадает белый окадок.
При обычных температурах вольфрам устойчив на воздухе. При нагревании он окисляется в оксид вольфрама(VI). Пары воды переводят раскаленный вольфрам в оксид вольфрама(IV). Элементарный азот не реагирует с вольфрамом даже при 1500°С. Водород также поглощается в очень небольших количествах. Из галогенов энергично реагирует фтор с порошкообразным вольфрамом уже при обычных температурах, хлор реагирует только при температуре красного каления. Вольфрам очень устойчив по отношению к кислотам, растворяется только в смеси HF и азотной кислоты.
В соединениях проявляет степень окисления от +2 до +6, наиболее устойчивы соединения в высшей степени окисления.
4. Важнейшие соединения хрома (III) и их химические свойства
Оксид Cr2O3 зеленый, т.пл. 2275 С, структура корунда, очень твердый, химически инертный
Cr2O3+ HNO3≠
Реакция невозможна, так как Cr2O3 инертный
Cr2O3+ KOH (р-р) ≠
Реакция невозможна
Cr2O3+ 4KOH + 3KNO3=2K2CrO4+ 3KNO2+ 2H2O
В ходе реакции образуется хромат калия (II), нитрат калия и вода
Cr2O3+ 3K2S2O7=Cr2(SO4)3+ 3K2SO4
Cr2O3+ K2CO3=2KCrO2+ CO2
Реакция сопровождается бурным выделением газа CO2
Cr2O3+ 3CCl4=2CrCl3+ 3COCl2
Гидроксиды
Cr(NO3)3+ 3NH3+ 3H2O = Cr(OH)3↓ + 3NH4NO3
Во время реакции выпадает осадок Cr(OH)3
Cr(OH)3=CrO(OH) + H2O
Реакция «старения»
Cr(OH)3+ KOH + 2H2O = K[Cr(OH)4(H2O)2] pKa = 16
2Cr(OH)3+ 3H2SO4= Cr2(SO4)3+ 6H2O pKb = 10
Гидролиз
K3[Cr(OH)6] + 2H2O ⇔ K[Cr(OH)4(H2O)2] + 2KOH
[Cr(OH)6]3–+ 2H2O ⇔ [Cr(OH)4(H2O)2]–+ 2OH–
Cr(NO3)3+ H2O ⇔ Cr(OH)(NO3)2+ HNO3
[Cr(H2O)6]3+ ⇔ [Cr(OH)(H2O)5]2++ H+
K3[Cr(OH)6] + 3CO2= CrO(OH)↓ + 3KHCO3+ H2O
Cr(NO3)3+ 3Na2CO3+ 3H2O = Cr(OH)3↓ + 3NaNO3+ 3NaHCO3
Окисление и восстановление
2Cr(OH)3+ 10KOH + 3Br2= 2K2CrO4+ 6KBr + 8H2O pH > 8
Cr2(SO4)3+ 3MnO2+ 2H2O = 2H2CrO4+ 3MnSO4 pH = 6
Cr2(SO4)3+ 2K2S2O8+ 7H2O = K2Cr2O7+ 7H2SO4+ 2K2SO4 pH = 2
CrCl3+ Zn = CrCl2+ ZnCl2 pH = 1
Галогениды
CrF3 зеленый
CrCl3 фиолетовый
CrBr3 темно-зеленый
CrI3 черный
Гидраты
[Cr(H2O)6]3+ фиолетовый
[CrCl(H2O)5]2+ светло-зеленый
[CrCl2(H2O)4]+ темно-зеленый
[CrCl3(H2O)3]0 красный
Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr2O3 и гидроксид Cr(OH)3 (оба — зелёного цвета). Это — наиболее устойчивая степень окисления хрома. Соединения хрома в этой степени окисления имеют цвет от грязно-лилового до зелёного.
Cr3+ склонен к образованию двойных сульфатов вида MICr(SO4)2·12H2O (квасцов)
Гидроксид хрома (III) получают, действуя аммиаком на растворы солей хрома (III):
Можно использовать растворы щелочей, но в их избытке образуется растворимый гидроксокомплекс:
Сплавляя Cr2O3 со щелочами получают хромиты:
Непрокаленный оксид хрома(III) растворяется в щелочных растворах и в кислотах:
При окислении соединений хрома(III) в щелочной среде образуются соединения хрома(VI):
То же самое происходит при сплавлении оксида хрома (III) со щелочью и окислителями, или со щелочью на воздухе (рассплав при этом приобретает жёлтую окраску):
