- •Общая и неорганическая химия учебно-методическое пособие
- •Введение
- •Основные теории и законы химии
- •Часть I общая химия
- •1. Основные закономерности протекания химических процессов
- •1.1. Энергетика, направление и глубина протекания химических реакций. Химическое равновесие.
- •1.2. Окислительно-восстановительные реакции
- •1.2.1. Типы окислительно-восстановительных реакций.
- •1.2.2. Направление самопроизвольного протекания окислительно-восстановительных реакций
- •1.3. Учение о растворах
- •1.3.1.Растворимость газов
- •1.3.2. Коллигативные свойства растворов
- •1.3.3. Теория электролитической диссоциации.
- •1.3.4. Теория растворов сильных электролитов.
- •1.3.5. Равновесие между раствором и осадком малорастворимого сильного электролита.
- •1.3.6. Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. РН растворов сильных кислот и оснований.
- •1.3.7. Растворы слабых электролитов.
- •1.3.8. Теории кислот и оснований.
- •2. Строение вещества
- •2.1. Строение атома
- •2.1.1. Распределение электронов по орбиталям.
- •2.1.2 Периодический закон.
- •Основные характеристики атомов элементов.
- •Химическая связь.
- •Квантово-механическое описание химической связи.
- •2.2. Комплексные соединения
- •2.2.1. Международная (Женевская) номенклатура комплексных соединений
- •2.2.2. Классификация комплексных соединений.
- •2.2.3. Изомерия комплексных соединений.
- •2.2.4. Свойства комплексных соединений.
- •2.2.5. Образование комплексных соединений.
- •2.2.6. Разрушение комплексных соединений.
- •Часть II химия элементов
- •3.1. Водород
- •3.1.1 Вода как важнейшее соединение водорода.
- •4.1.1. Общая характеристика элементов iiiб группы.
- •4.1.2. Общая характеристика элементов ivб и vб групп.
- •Хром и его соединения.
- •Молибден и вольфрам.
- •4.2.3. Биологическая роль d-элементов VI группы и применение в медицине.
- •4.3.1. Марганец и его соединения.
- •4.4.1. Железо и его соединения.
- •4.4.2. Кобальт и никель.
- •4.4.3. Семейство платины (общая характеристика).
- •4.4.4. Биологическая роль d-элементов VIII группы и применение в медицине.
- •4.5.1. Медь и ее соединения.
- •4.5.2. Серебро и его соединения.
- •4.5.3. Золото и его соединения.
- •4.5.4. Биологическая роль d-элементов I группы и применение в медицине.
- •4.6.1. Цинк и его соединения.
- •4.6.2. Кадмий и его соединения.
- •4.6.4. Ртуть и ее соединения.
- •4.6.4. Биологическая роль d-элементов II группы и применение в медицине.
- •Бор и его соединения.
- •Алюминий и его соединения.
- •Биологическая роль р-элементов III группы и применение в медицине.
- •5.2.1. Углерод и его соединения.
- •5.2.2. Кремний.
- •5.2.3. Элементы подгруппы германия и их соединения.
- •5.2.4. Биологическая роль р-элементов IV группы и применение в медицине.
- •5.3.1. Азот и его соединения.
- •5.3.2. Фосфор и его соединения.
- •5.3.3. Химические свойства важнейших соединений мышьяка, сурьмы и висмута.
- •5.3.4. Биологическая роль р-элементов V группы и применение в медицине.
- •5.4.1. Кислород.
- •5.4.2. Сера и ее соединения.
- •5.4.3. Селен и теллур.
- •5.4.4. Биологическая роль р-элементов VI группы и применение в медицине.
- •5.5.1. Галогены и их соединения.
- •5.5.2. Биологическая роль р-элементов VII группы и применение в медицине.
- •Рекомендуемая литература Основная:
- •Дополнительная:
- •Содержание
Хром и его соединения.
Хром – серебристо белый металл, очень прочный металл, обладающий высокой точкой плавления (1830оС). Хром – малоактивный металл, устойчив к воде и кислороду воздуха. Стабильность хрома обусловлена пассивацией поверхности за счет образования тонкой, но плотной оксидной пленки. Хром реагирует с разбавленными растворами HCl и H2SO4, т.к. оксидная пленка разрушается. С концентрированными H2SO4 и HNO3 хром не реагирует. Хром – хороший комплексообразователь. Для хрома (+3) характерным координационным числом является 6.
Хром (II). В соединениях с кислородом проявляет степени окисления +2, +3, +4, +6. CrO – черный порошок, легко растворяется в кислотах, т.е. является основным оксидом. Cr(OH)2 – гидроксид хрома желтого цвета, обладает основными свойствами и легко растворяется в кислотах. Степень окисления (+2) для хрома неустойчива, поэтому соответствующие производные являются сильными окислителями. Так Cr(OH)2 легко окисляется на воздухе:
4Cr(OH)2+2H2O → 2Cr(OH)3.
Соли Cr(+2) легко окисляются сильными окислителями:
2CrCl2+Cl2 → 2CrCl3.
Следовательно, Cr(+2) входит только в катионную часть солей.
Хром (III) оксид.Cr2О3 (зеленый) в воде нерастворим, хотя формально ему соответствует метахромистая кислота — НCrО2, соли ее называются метахромитами. Хром (III) оксид при обычных условиях также не растворяется в кислотах и щелочах. Однако при сплавлении взаимодействует со щелочами.
Хром в низших степенях окисления входит в катионную часть солей, которые легко гидролизуются:
Сr3+ + Н2О→CrОН2+ + Н+.
При добавлении щелочи к солям хрома (III) выпадает осадок серо-зеленого гидроксида:
Сr3+ + ЗОН- → Cr(ОН)3 (т)
Свежеосажденный гидроксид амфотерен, хорошо растворяется в кислотах и щелочах:
Cr(OH)3+3H3O+ = [Сr(Н20)6]3+; Cr(OH)3+3OH-= [Сr(ОН)6]3-.
Из приведенных уравнений видно, что в кислых растворах образуется аквакомплекс [Сr(Н2О)6]3+. Этот комnлексный ион придает растворам сине-фиолетовую окраску. В щелочных растворах комплексный гидроксоион [Сr(ОН)6]3- окрашивает растворы в изумрудно-зеленый цвет. Устойчивы эти ионы лишь в избытке щелочи. Соединения трехвалентного хрома проявляют восстановительные свойства:
CrС13 + 3NaNO3 + 2NaOH → Na2CrO4 + 3NaCl + 3NO2 + H2O
Хром со степенью окисления +6, как правило, представлен кислородсодержащими анионами, которые, в свою очередь, являются кислотными остатками хромовых кислот. Хромовые кислоты, образуются при взаимодействии красного хром (VI) оксида СrО3 с водой. В зависимости от соотношения оксида и воды образуются изополикислоты с общей формулой Н2[СrО4]СrО3: СrО3 + Н2О = Н2СrO4 (хромовая кислота (желтая)). С избытком оксида идет реакция образования оранжевой дихромовой кислоты:
2СrO3 + Н2О= Н2Сr2О7.
В соответствии с принципом Ле-Шателье при разбавлении равновесие смещается в сторону хромат-ионов. В концентрирванных растворах и при сильном подкислении преобладают дихромат-ионы. Смещение равновесия наблюдается визуально: хромат-ионы CrО42- придают растворам желтую окраску, а дихромат-ионы Cr2О72- — оранжевую.
Бихроматы способны к окислению органических веществ, например, спиртов, окисляя их до кислот:
2K2Cr2O7 + 3C2H5OH + 8H2SO4 → 2Cr2(SO4)3 + 3CH3COOH + 2K2SO4 + 11H2O.
Окислительные свойства хроматов и дихроматов широко используют в аналитической практике (хроматометрии). Хроматометрия используется для определения железа (II), урана (IV), меди (I), молибдена (III) и др. Достаточно широко применяется хроматометрия для определения различных органических веществ. В санитарно-гигиенической практике применяют хроматометрию для анализа промышленных и сточных вод. В ходе анализа определяется так называемая окисляемость воды, которая характеризует общее содержание органических и неорганических восстановителей.
В лабораторной практике для очистки химической посуды широко применяют так называемую хромовую смесь, которая обладает сильными окислительными свойствами. Приготавливают хромовую смесь из К2Cr2О7, Н2О и концентрированной H2SO4. Эти компоненты берутся соответственно в соотношении 1:6:2 (по массе). Для соединений хрома (+6) характерно взаимодействие в щелочной среде с Н2О2, при этом получается пероксид CrO5 синего цвета:
H2CrO4+2H2O2→3H2O+CrO5.
Образуются и пероксокислоты хрома H2Cr2O12 и H2CrO8. Все пероксохроматы неустойчивы, являются сильнейшими окислителями.