Лабораторная работа 20 Хром
Цель работы: изучить химические свойства соединений хрома.
Задание: убедиться на опытах, что кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений хрома зависят от степени его окисления. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.
Теоретическое введение
Хром является элементом побочной подгруппы VI группы. Это d-металл. На внешнем энергетическом уровне атома хрома содержится один электрон (3d54s1), однако соединения, в которых хром был бы одновалентен, неизвестны. Типичные степени окисления хрома +3, +6.
Хром – металл, исключительно химически устойчивый, так как покрыт защитной оксидной плёнкой. Концентрированные H2SO4, HNO3 и царская водка на холоду не действуют на хром и лишь при нагревании медленно его растворяют. Однако хром реагирует с HCl и разбавленной H2SO4, вытесняя из них водород.
При прокаливании на воздухе образуется оксид хрома (III) Cr2O3 – тугоплавкое вещество зелёного цвета, не растворимое в воде. Cr2O3 – амфотерен, но малоактивен и реагирует только при сплавлении:
Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O
Cr2O3 + 3Na2S2O7 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4
Гидроксид хрома (III) получают реакцией обмена:
Cr2(SO4)3 + 6КОН = 2Cr(OH)3↓ + 3К2SO4
Cr(OH)3 не растворим в воде, имеет амфотерный характер. Он растворяется в кислотах с образованием солей, в которых хром (III) выполняет функцию катиона:
Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O
и в щелочах с образованием солей, называемых хромитами, в которых хром (III) входит в состав аниона:
Cr(OH)3 + 3КОН = К3[Cr(OH)6]
Соединения хрома (III) являются восстановителями и под действием окислителей переходят в соединения хрома (VI). Оксид хрома (VI) CrO3 – вещество тёмно-красного цвета, сильный окислитель. При растворении его в воде образуется две кислоты хромовая и дихромовая, известные только в растворах. Соли хромовой кислоты (хроматы) окрашены в жёлтый цвет, присущий иону CrO42−; соли дихромовой кислоты (дихроматы) имеют оранжевую окраску, характерную для ионов Cr2O72−.
Хроматы устойчивы в нейтральной и щелочной среде, дихроматы – в кислой. При изменении реакции среды возможен переход хроматов в дихроматы и наоборот:
2CrO42− + 2H+ ↔ Н2O + Cr2O72− (оранжевая окраска)
Cr2O72−+ 2OH‾↔H2O+ 2CrO42−(жёлтая окраска)
Хроматы и дихроматы – сильные окислители. Наиболее сильно окислительные свойства проявляются в кислой среде, при этом соединения хрома (VI) восстанавливаются до соединений хрома (III).
Выполнение работы
Опыт 1. Получение оксида хрома (III) (групповой)
В фарфоровую чашку насыпать горкой небольшое количество дихромата аммония (NH4)2Cr2O7 и горящей спичкой нагреть его сверху. Наблюдать бурное разложение соли. Отметить цвет исходного вещества и продукта реакции. Проверить растворимость последнего в воде.
Требования к результатам опыта:
1. Написать уравнение реакции разложения дихромата аммония и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.
2. Сделать вывод о растворимости в воде оксида хрома (III)
Опыт 2. Получение и свойства гидроксида хрома (III)
В две пробирки налить по 1-2 мл раствора соли хрома (III) и добавить в каждую по каплям раствор щёлочи до появления серо-зелёного осадка. Для определения свойств Cr(OH)3 добавить в первую пробирку раствор HCl, а во вторую концентрированный раствор щёлочи до полного растворения осадков. (Пробирку с образовавшимся хромитом сохранить для опыта 3).
Требования к результатам опыта:
1. Написать уравнение реакции получения гидроксида хрома (III).
2. Составить уравнения реакций взаимодействия Cr(OH)3 с кислотой и щелочью.
3. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида хрома (III).
Опыт 3. Восстановительные свойства соединений хрома (III)
В пробирку с хромитом натрия или калия, полученным в опыте 2, добавить пероксид водорода H2O2 до изменения окраски.
Требования к результатам опыта:
1. Закончить уравнение реакции: KCrO2 + H2O2 + KOH =
2. Сделать вывод, какими свойствами – окислительными или восстановительными – обладают соединения хрома (III).
Опыт 4. Взаимные переходы хромата и дихромата
Налить в одну пробирку 2-3 мл раствора хромата калия K2CrO4, а в другую – столько же дихромата калия K2Cr2O7. Заметить окраску в обеих пробирках. В первую пробирку добавить 1-2 мл раствора H2SO4 , во вторую 1-2 мл раствора щёлочи. Наблюдать изменения окраски.
Требования к результатам опыта:
1. Написать уравнения реакций перехода хромата в дихромат в кислой среде и дихромата в хромат в щелочной среде.
2. Сделать вывод о влиянии реакции среды на устойчивость хроматов и дихроматов.
Опыт 5. Окислительные свойства соединений хрома (VI)
В две пробирки налить по 1-2 мл раствора K2Cr2O7 и подкислить растворы 1 мл разбавленной H2SO4. Затем в одну пробирку прилить немного свежеприготовленного раствора сульфита натрия, во вторую – раствора нитрита калия. Как изменится окраска растворов?
Требования к результатам опыта:
1. Закончить уравнения реакций: K2Cr2O7+Na2SO3+ H2SO4=
K2Cr2O7+KNO2+ H2SO4=
2. Сделать вывод, какими свойствами – окислительными или восстановительными – обладают соединения хрома (VI).
Задачи
№ 20.1. Закончить уравнения реакций: а) K2Cr2O7 + KI + H2SO4 =;
б) CrO3 + NaOH =; в) CrCl3 + H2O ↔; г) Cr2O3 + H2SO4 =
№ 20.2. Вычислить тепловой эффект реакции получения хрома по стандартным энтальпиям образования: Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr
(
-1440,6
кДж/моль;
-1676
кДж/моль). (Ответ:
-235,4 кДж).
№ 20.3. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:
Na2Cr2O7 → Na2CrO4 → Na2Cr2O7 → CrCl3
№ 20.4. Закончить уравнения реакций: а) NaCrO2 + PbO2 + NaOH =;
б) K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 =; в) Cr2(SO4)3 + H2O ↔
№ 20.5. Какой объем хлора при нормальных условиях выделится при взаимодействии одного моля дихромата натрия с избытком соляной кислоты? (Ответ: 67,2 л).
№ 20.6. Составить уравнения реакций взаимодействия в щелочной среде хлорида хрома (III): а) с бромом (Br2); б) с пероксидом водорода (H2O2).
№ 20.7. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:
Cr2O3 → Cr2(SO4)3 → Cr(OH)3 → K3[Cr(OH)6]
№ 20.8. Можно ли восстановить хром из его оксида алюминием? Ответ мотивировать, вычислив ΔG0 реакции: Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr
(
-1050 кДж/моль;
-1582
кДж/моль).
№ 20.9. Составить уравнения реакций взаимодействия в щелочной среде сульфата хрома (III): а) с бромом (Br2); б) с диоксидом свинца (PbO2).
№ 20.10. Учитывая, что координационное число хрома (III) равно 6, написать уравнения реакций образования комплексных соединений хрома и назвать их: а) CrCl3 + KCN (избыток) =;
б) Cr(OH)3 + NaOH (избыток) =; в) CrCl3 + NH4OH (избыток) =
№ 20.11. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза солей хрома: а) CrCl3 + Na2S + H2O =;
б) Cr2(SO4)3 + K2CO3 + H2O =; в) Cr(NO3)3 + H2O ↔
№ 20.12. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент восстановителя в реакции: 2СrCl3 + 3Br2 + 16KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 6KCl + 8H2O
№ 20.13. При сплавлении хромита железа Fe(CrO2)2 с карбонатом натрия в присутствии кислорода хром (III) и железо (II) окисляются и приобретают степени окисления +6 и +3. Составить уравнение реакции.
№ 20.14. Можно ли получить хром восстановлением Cr2O3 водородом с образованием водяного пара при стандартном состоянии всех веществ? Ответ обосновать, рассчитав ΔG0 реакции: Cr2O3 + 3Н2 = 3Н2O (г) + 2Cr.
(
-1050 кДж/моль;
-228,6
кДж/моль).
№ 20.15. Закончить уравнения реакций: а) Na2CrO4 + H2SO4 =;
б) Na2Cr2O7 + NaOH =; в) Na2Cr2O7 + HCl =; г) Cr + HCl =
№ 20.16. Закончить уравнения реакций окисления соединений хрома (III):
а)
Cr2O3
+ NaNO3
+ Na2CO3
;б)
Cr(NO3)3
+ NaBiO3+
HNO3
=;
№ 20.17. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент окислителя в реакции: Al + K2Cr2O7 + H2SO4 =
№ 20.18. Закончить уравнения реакций:
а) Cr2O3
+ H2SO4
=; б)
Cr2O3
+ КОН
;
в)Cr2O3
+ КОН + KMnO4
=
№ 20.19. Предложить 4 способа получения Cr2O3. Составить соответствующие уравнения реакций.
№ 20.20. Сколько требуется дихромата калия для приготовления 2 л 0,1 н (по отношению к реакциям окисления в кислой среде) раствора K2Cr2O7?
(Ответ: 9,8 г).