Repetitor_po_Khimii

Вопросы для контроля

1.Напишите электронные и электронно-графические формулы атомов Fe, Co, Ni. Укажите их валентные электроны.

2.Какие степени окисления проявляют элементы семейства железа? Какие оксиды и гидроксиды соответствуют этим степеням окисления?

3.В каком состоянии железо встречается в природе? Назовите важнейшие природные соединения железа.

4.Какие реакции лежат в основе получения железа в доменной печи?

5.Каковы физические свойства железа?

6.С какими простыми веществами реагирует железо? Напишите уравнения реакций и назовите полученные вещества.

7.С какими сложными веществами реагирует железо? Напишите уравнения реакций и назовите их продукты.

8.Какие оксиды и гидроксиды образует железо? Укажите их кислотноосновный характер.

9.Какими окислительно-восстановительными свойствами обладают соединения Fe (II) и Fe (III)?

10.Какие вы знаете качественные реакции на ионы железа (II) и (III)?

11.В составе каких соединений находится железо в организмах человека и животных?

Задачи а упражнения для самостоятельной работы

1.Вычислите массовые доли железа в соединениях: FeO, Fe2O3, Fe3O4. В каком из этих соединений массовая доля железа наибольшая?

2.Как можно получить гидроксид железа (II) из железа? Напишите уравнения реакций.

3.Как можно получить гидроксид железа (III) из железа? Напишите уравнения реакций.

4.Как получить из сульфата железа (II) хлорид железа (II) и нитрат железа (II)? Напишите уравнения реакций.

5.К раствору смеси хлорида железа (III) и хлорида алюминия добавили избыток раствора гидроксида натрия. Какое вещество выпадает в осадок, какие вещества остаются в растворе? Ответ поясните уравнениями реакций.

6.Минерал содержит 72,36 % железа и 27,64 % кислорода. Определите формулу минерала.

7.На сколько граммов увеличится масса железной пластинки, опу-

щенной в раствор CuSO4, если при этом на пластинке оказалось 20,8 г металлической меди?

8.Сколько граммов сульфата железа (II) можно получить при растворении 140 г железа в разбавленной серной кислоте?

340

9.Сколько граммов гидроксида железа (III) можно получить при взаимодействии 120 г гидроксида натрия с избытком хлорида железа (III)?

10.Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций следующих превращений:

Fe FeSO4 Fe(OH)2 Fe(OH)3 Fe2(SO4)3

11.Методом электронного баланса составьте уравнения реакций, протекающих по следующим схемам:

FеСl3 + H2S FeCl2 + S + HCl,

FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + + K2SO4 + H2O.

12.Напишите уравнения практически осуществимых реакций:

Тест № 12 по теме: «Железо и его соединения»

(Число правильных ответов — 12)

Вариант I

1 . Какова электронная конфигурация атома железа?

4. Какие вещества образуются при взаимодействии Fe(OH)3 с HNO3?

341

5.Растворы каких веществ имеют кислую реакцию среды (рН< 7)?

6.Какие из указанных металлов являются более активными, чем железо?

Вариант II

1.В каких из указанных соединений железо имеет степень окисления +3?

2.При помощи каких веществ можно обнаружить в растворе ионы Fe3+?

3. С какими из указанных веществ реагирует Fe(OH)2?

4. Какие вещества образуются при взаимодействии Fe(OH)3 и H2SO4?

5.Растворы каких веществ имеют щелочную реакцию среды (рН > 7)?

6.Какие из указанных металлов являются менее активными, чем железо?

342

§ 7.7. Хром и его соединения

Общая характеристика подгруппы хрома

Элементы хром Cr, молибден Мо и вольфрам W составляют побочную подгруппу шестой группы. Элемент № 106 сиборгий Sg, который также находится в побочной подгруппе VI группы, — радиоактивный элемент, искусственно полученный впервые в 1974 г. в лаборатории Объединенного института ядерных исследований (г. Дубна, Россия); изотоп с массовым числом 263 имеет период полураспада, равный 0,9 с.

Атомы хрома и молибдена на внешнем электронном слое имеют по одному электрону …пs1, вольфрам — два электрона …6s2. В атомах этих элементов последними заполняются электронами d-орбитали предвнешнего электронного слоя. Это d-эле- менты. Строение атомов этих элементов обусловливает их металлический характер и отличие от элементов главной подгруппы.

Элементы подгруппы хрома в своих соединениях проявляют степени окисления от +2 до +6. Сверху вниз в подгруппе устойчивость соединений с более высокими степенями окисления металлов увеличивается.

Хром, молибден и вольфрам — это с сребристо-белые металлы, очень твердые, имеют высокие температуры плавления. Некоторые характеристики атомов данных элементов и образуемых ими простых веществ сведены в табл. 33.

Таблица 33

Некоторые характеристики элементов подгруппы хрома

343

ХРОМ

Хром — химический элемент побочной подгруппы VI группы периодической системы Д. И. Менделеева. Химический знак — Cr (хром), порядковый (атомный) номер — 24, электронная конфигурация атома: 1s22s22p63s23p63d54s1; электрон- но-графическая формула валентных подуровней:

Нахождение в природе

В природе хром встречается только в виде соединений. Одним из важнейших прородных соединений хрома является хромистый железняк (FeO · Cr2О3).

Получение

Металлический хром получают восстановлением оксида хрома (III) алюминием при нагревании (алюминотермия):

t°

Cr2О3 + 2Аl = 2Cr + Аl2О3

Металлический хром можно также получить электролизом водных растворов его солей.

Химические свойства

Хром при обычных условиях неактивный металл. Это объясняется тем, что его поверхность покрыта оксидной пленкой (Cr2О3), как у алюминия. При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и хром реагирует с простыми и сложными веществами.

Взаимодействие хрома с простыми веществами

Хром взаимодействует со многими неметаллами: кислородом, галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием при высокой температуре.

Взаимодействие хрома со сложными веществами

1. При очень высокой температуре хром реагирует с водой:

344

2Cr + 3H2О = Cr2О3 + 3H2

2.Хром реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами:

Cr + H2SO4 = CrSO4 + Н2 Cr + 2НСl = CrСl2 + Н2

С концентрированными серной, азотной кислотами и «царской водкой» (смесь концентрированных растворов НСl и HNO3 в соотношении 3:1) хром при низкой температуре не реагирует, потому что эти кислоты пассивируют хром.

Применение

Хром применяют в металлургии для получения специальных сортов стали, которые имеют большую твердость и устойчивость к коррозии. Хромом покрывают другие металлы с целью предохранения их от коррозии.

Оксиды и гидроксиды хрома

Хром образует три оксида: CrО, Cr2О3, CrО3.

Оксид хрома (II) — CrО — это типичный основный оксид, ему соответствует гидроксид хрома (II) — Cr(ОН)2 — основание. СrO и Cr(ОН)2 не растворяются в воде, но раство-

ряются в кислотах:

CrО + 2НСl = CrCl2 + Н2О Cr(ОН)2 + 2НСl = CrСl2 + 2Н2О

Оксид хрома (III) — Cr2O3 — тугоплавкий порошок зеленого цвета, не растворяется в воде. Получают оксид хрома (III) разложением дихромата аммония:

t°

(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4Н2О

В промышленности оксид хрома (III) получают восстановлением дихромата калия коксом или серой:

t°

2К2Cr2О7 + 3С = 2Cr2О3 + 2К2СО3 + СО2

t°

K2Cr2O7 + S = Cr2О3 + K2SO4

345

Оксид хрома (III) — Cr2O3 — амфотерный оксид. При обычных условиях он плохо растворяется в кислотах и щелочах. Однако при сплавлении его со щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются метахромиты:

t°

Cr2О3 + 2КОН = 2КСrO2 + Н2О

t°

Cr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CО2

Оксид хрома (III) с кислотами образует соли хрома (III):

Cr2О3 + 6НСl = 2CrСl3 + 3H2О

Гидроксид хрома (III) — Cr(ОН)3 — является амфотерным гидроксидом, он осаждается при действии щелочей на

соли хрома (III):

CrСl3 + 3NaOH = Cr(OH)3 + 3NaCl

Серо-зеленый осадок Cr(ОН)3 растворим в кислотах: Cr(ОН)3 + 3HСl = CrСl3 + 3H2О

и в избытке щелочей:

Cr(ОН)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]

Гексагидроксохромит натрия

Оксид хрома (VI) — CrО3 — кристаллическое вещество красного цвета, имеет кислотный характер. При раство-

рении оксида хрома (VI) в воде образуются хромовые кислоты:

Как кислотный оксид CrО3 взаимодействует с основаниями:

CrО3 + 2КОН = К2СrO4 + Н2О

Таким образом, характер оксидов и гидроксидов хрома закономерно изменяется с увеличением степени окисления хрома:

346

Ослабление основных свойств

Усиление кислотных свойств

Хромовая и дихромовая кислоты существуют только

в водных растворах, но образуют устойчивые соли, соответственно хроматы и дихроматы. Хроматы и их растворы

имеют желтую окраску, а дихроматы — оранжевую. Хромат-ионы CrO42– и дихромат-ионы Cr2О72– легко пере-

ходят друг в друга при изменении среды растворов. В кислой среде хроматы переходят в дихроматы, желтая окраска переходит в оранжевую:

2CrО42– + 2Н+ Cr2О72– + Н2О

2К2СrO4 + H2SO4 K2Cr2O7 + K2SO4 + Н2О

В щелочной среде дихроматы переходят в хроматы, оранжевая окраска сменяется желтой:

Cr2О72– + 2ОН– 2СrO42– + Н2О К2Cr2О7 + 2КОН 2К2CrO4 + Н2О

Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома

Наиболее устойчивыми являются соединения со степенью

окисления хрома +3. Соединения же хрома (II) являются

сильными восстановителями и легко окисляются, при этом Cr+2 превращается в Cr+3:

Cr+2 – 1e# = Cr+3

Например, гидроксид хрома (II) легко окисляется кислородом воздуха до гидроксида хрома (III):

4Cr(ОН)2 + O2 + 2Н2О = 4Cr(OH)3

Сильными восстановителями являются и соли Cr (II):

4CrСl2 + 4НСl + О2 = 4CrСl3 + 2Н2О

347

Соединения хрома (VI) — сильные окислители, так как Cr+6 легко превращается в Cr+3:

Cr+6 + Зe# = Cr+3.

Активными окислителями являются CrО3, хроматы и дихроматы; особенно сильные окислительные свойства проявляет дихромат калия К2Сr2О7 в кислой среде:

К2Cr2О7 + 3H2S + 4H2SO4=

= 3S + Cr2(SО4)3 + K2SO4 + 7H2O

Раствор К2Cr2О7 в концентрированной серной кислоте («хромовую смесь») применяют как окислитель для очистки стеклянной химической посуды.

Вопросы для контроля

1.Дайте общую характеристику элементов подгруппы хрома.

2.Какую электронную и электронно-графическую формулу имеет атом хрома?

3.В каком виде хром встречается в природе?

4.Какие вы знаете способы получения хрома? Напишите уравнения реакций.

5.Охарактеризуйте физические свойства хрома.

6.Как взаимодействует хром с кислотами?

7.Какие оксиды образует хром? Какие гидроксиды соответствуют оксидам хрома? Укажите характер каждого оксида и гидроксида хрома.

8.Напишите уравнения реакций, которые доказывают амфотерный характер оксида и гидроксида хрома (III).

9.В какой среде хроматы переходят в дихроматы, н наоборот? Напи-

шите уравнения реакций.

10. Каковы окислительно-восстановительные свойства соединений хрома?

Задачи и упражнения для самостоятельной работы

1. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

CrСl3

K3[Cr(OH)6] б) K2CrO4 K2Cr2O7 К2CrО4 BaCrO4 ; в) Cr Cr2O3 CrCl3 Cr(OH)3 Cr2(SO4)3.

2.Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих по следующим схемам:

348

а) Cr2О3 + К2СО3 + О2 К2СrO4 + СО2 ;

б) К2Cr2O7 + HCI Сl2 + КСl + CrСl3 + Н2О;

в) К2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + + H2O;

г) K2Cr2O7 + KI + H2SO4 K2SO4 + I2 + Cr2(SO4)3 + H2O; д) KCrO2 + PbO2 + KOH K2CrO4 + PbO + H2O;

е) K2Cr2O7 + NaNO2 + H2SO4 K2SO4 + NaNO3 + Cr2(SO4)3 + + H2O;

ж) K2Cr2O7 + CH3OH + H2SO4 HCOOH + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + + H2O;

з) K2Cr2O7 + H2C2O4 + H2SO4 CO2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + + H2O;

и) K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 O2 + Cr2(SО4)3 + K2SO4 + H2O; к) CrCl3 + NaBiO3 + NaOH + H2O Na2CrO4 + Bi(OH)3 + NaCl.

§7.8. Важнейшие соединения марганца

имеди

Соединения марганца

Марганец в своих соединениях может находиться в степенях окисления от +2 до +7. Наиболее устойчивыми являются соединения Mn (II), Mn (IV) и Mn (VII).

В ряду оксидов и гидроксидов марганца с разными степенями окисления проявляется общая закономерность: с ростом степени окисления основный характер оксидов и гидроксидов ослабляется, а кислотный — усиливается:

349