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 +2, +3, +6, наиболее устойчивой является степень окисления +3. Соединения Cr (II) неустойчивы и быстро окисляются кислородом воздуха до соединений Cr (III).

При нагревании в мелкораздробленном состоянии хром окисляется многими неметаллами, сгорает в кислороде. Хром легко пассивируется, поэтому является исключительно химически устойчивым металлом.

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 зеленого 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 темно-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 желтый 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⁻(желтая 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 щелочи до появления серо-зеленого осадка. Для определения свойств Cr(OH)₃ добавить в первую пробирку раствор HCl, а во вторую концентрированный раствор щелочи 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 щелочи. 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).