Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов

d-металлов.

При увеличении степени окисления металла основный характер оксидов и гидроксидов ослабляется, а кислотный характер – усиливается:

Ме+12О	Ме+2О	Ме+32О3	Ме+4О2	Ме+52О5	Ме+6О3	Ме+72О7
МеОН	Ме(ОН)2	Ме(ОН)3 Н3МеО3 (НМеО2)	Ме(ОН)4 Н4МеО4 (Н2МеО3)	НМеО3 или Н3МеО4	Н2МеО4 или Н2Ме2О7	НМеО4

основные свойства амфотерные свойства кислотные свойства

Хром и его соединения

Электронная формула ₂₄Cr [Ar]3d⁵4s¹

Чистый хром – очень твердый тугоплавкий металл голубовато-серебристого цвета. Имеет самую большую твердость из всех применяемых в промышленности металлов.

При образовании соединений с другими элементами хром может использовать от 1 до 6 валентных электронов. Наибольшую устойчивость и практическую значимость имеют соединения, в которых атомы хрома находятся в степенях окисления +2, +3, +6.

С повышением степени окисления атомов хрома в оксидах и гидроксидах их основный характер ослабевает, а кислотный – усиливается. В этом же направлении происходит замена восстановительной активности на окислительную.

Химические свойства хрома

Поверхностная оксидная пленка является причиной инертности хрома при обычной температуре, благодаря чему этот металл не подвергается атмосферной коррозии (в отличие от железа)

При нагревании хром проявляет свойства довольно активного металла, что соответствует его положению в электрохимическом ряду напряжений.

1. Взаимодействие с О₂

4Cr + 3O₂ → 2Cr₂O₃ (t)

2. Взаимодействие с другими неметаллами

2Cr + 3Cl₂ → 2CrCl₃ (t)

Cr + S → CrS (t)

3. Взаимодействие с разбавленными растворами HCl и H₂SO₄

Cr + 2HCl → CrCl₂ + H₂↑

Cr + H₂SO₄ → CrSO₄ + H₂↑

4. Действие концентрированных HNO₃, H₂SO₄ и «царской водки» на хром.

Эти кислоты не растворяют хром при обычной температуре, они переводят его в «пассивное» состояние.

5. Вытеснение малоактивных Ме из водных растворов солей.

Cr + CuSO₄ → CrSO₄ + Cu

Cr + Pb(NO₃)₂ → Cr(NO₃)₂ + Pb

Соединения Cr (II)

CrO – оксид хрома (II).

Твердое черное вещество, не растворимое в воде.

Химические свойства:

1. CrO – неустойчивое вещество, легко окисляется при небольшом нагревании до Cr₂O₃; при более высоких температурах диспропорционирует:

3CrO → Cr + Cr₂O₃ (700°C)

2. CrO – типичный основной оксид, проявляет характерные для этого класса свойства.

Cr(OH)₂ – гидроксид хрома (II), твердое желтое вещество, не растворимое в воде.

Получают обменными реакциями из солей Cr²⁺:

CrCl₂ + 2NaOH → Cr(OH)₂↓ + 2NaCl

Химические свойства:

Неустойчивое вещество, разлагается при нагревании; на воздухе быстро окисляется с образованием зеленого гидроксида хрома (III):

4Cr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Cr(OH)₃

^{желтый зеленый}

Соли Cr²⁺. Наиболее важные: CrCl₂, CrSO₄, (CH₃COO)₂Cr.

Гидратированный ион Cr²⁺ имеет бледно-голубую окраску.

Химические свойства:

Соли Cr²⁺ - сильные восстановители, так как очень легко окисляются до солей Cr³⁺ :

4CrCl₃ + 4HCl + O₂ → 4CrCl₃ + 2H₂O

С аммиаком соли Cr²⁺ образуют комплексные соли – аммиакаты:

CrCl₂ + 6NH₃ → [Cr(NH₃)₆]Cl₂

Соединения Cr (III)

Cr₂O₃ – оксид хрома (III), важнейшее природное соединение хрома. Cr₂O₃ представляет собой темно-зеленый порошок.

Химические свойства:

Сr₂O₃ – типичный амфотерный оксид.

Восстановление с целью получения металлического хрома

Cr₂O₃ + 2Al → 2Cr + Al₂O₃ (t)

Сплавление с оксидами и карбонатами активных металлов

Cr₂O₃ + MgO → Mg(CrO₂)₂ (t)

Cr₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaCrO₂ + CO₂↑ (t)

Взаимодействие с кислотами:

Cr₂O₃ + 2HCl → 2CrCl₃ + 3H₂O

Взаимодействие со щелочами:

Cr₂O₃ + 2NaOH → 2NaCrO₂ + H₂O (t)

Cr(OH)₃ – гидроксид хрома (III).

Образуется в виде синевато-серого осадка при действии щелочей на соли Cr³⁺:

CrCl₃ + 3NaOH → Cr(OH)₃↓ + 3NaCl

Практически нерастворимый в воде гидроксид может существовать в виде коллоидных растворов.