Презентация по теме "Хром и его соединения"

• 1 слайд

  ХРОМ И
  ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
  .
  Учитель химии
  Таранович Наталья Николаевна
  ГУО «Сухаревская средняя школа имени Ю.М. Двужильного
  

• 2 слайд

  ХРОМ
  

• 3 слайд

  
  В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил название «сибирский красный свинец», PbCrO4. Современное название — крокоит.
  
  
  
  
  
  В 1797 французский химик Л. Н. Воклен открыл в сибирской красной свинцовой руде новый элемент хром и в 1798 году получил его в свободном состоянии.
  
  
  Происхождение названия
  Название элемент получил от греч. χρῶμα — цвет, краска — из-за разнообразия окраски своих соединений.
  

• 4 слайд

  Положение хрома в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома
  период
  группа
  порядковый номер
  Cr
  металл
  24
  4
  VIB
  +24
  4
  2
  1
  8
  валентные электроны
  13
  1s2
  2s22p6
  4s1
  3s23p6
  3d 5
  Cr0 ─ 2e → Cr+2
  Cr0 ─ 3e → Cr+3
  Cr0 ─ 6e → Cr+6
  

• 5 слайд

  Нахождение в природе
  Хром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %). Основные соединения хрома — хромистый железняк (хромит) FeO·Cr2O3. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO4.
  хромит
  крокоит
  

• 6 слайд

  Физические свойства
  Плотность 7,19 г/см3;
  t плавления 1890°С;
  t кипения 2480°С.
  В свободном виде — голубовато- белый металл. Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке, пластичен.
  Хром (с примесями) является одним из самых твердых металлов.
  Устойчив на воздухе. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома (III) Cr2O3.
  

• 7 слайд

  Получение
  Из хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромита железа) получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом):
  FeO· Cr2O3 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO↑
  Феррохром — сплав железа и хрома (около 60% ),
  основные примеси – углерод (до5%) кремний (до 8%), сера (до 0,05 %),
  фосфор (до 0,05 %).
  Феррохром применяют для производства легированных
  сталей.
  

• 8 слайд

  Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:
  1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе:
  
  4Fe(CrO2)2 + 8Na2CO3 + 7O2 → 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2↑
  
  2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа;
  3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат;
  4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата углём:
  
  Na2Cr2O7 + 2C → Cr2O3 + Na2CO3 + CO↑
  
  5) с помощью алюминотермии получают металлический хром:
  
  Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr + 130 ккал
  

• 9 слайд

  С помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты. При этом на катодах совершаются в основном 3 процесса:
  1) восстановление шестивалентного хрома до трехвалентного с переходом его в раствор;
  2) разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода;
  3) разряд ионов, содержащих шестивалентный хром с осаждением металлического хрома;
  Cr2O72− + 14Н+ + 12е− = 2Cr + 7H2O
  

• 10 слайд

  Химические свойства
  Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au
  Cr
  Cr
  +
  +
  +
  +
  H2SO4 (конц.),
  растворы солей
  + неметаллы
  О2
  растворы HCl, H2SO4
  H2O
  +
  щелочные расплавы окислителей
  +
  HNO3
  

• 11 слайд

  При комнатной температуре хром химически мало активен
  из-за образования на его поверхности тонкой прочной
  оксидной пленки.
  При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами, например:
  
  кислородом, галогенами, азотом, серой.
  Составим уравнения реакций хрома с перечисленными неметаллами, рассмотрим данные реакции как
  окислительно-восстановительные.
  

• 12 слайд

  Cr0 + O20 = Cr2+3O3–2
  4
  2
  3
  Cr0 – 3e → Cr+3 4
  O20 + 4e → 2O–2 3
  Cr0 – восстановитель, процесс окисления
  O20 – окислитель, процесс восстановления
  Cr0 + Br20 = Cr+3Br3–1
  2
  3
  2
  Cr0 – 3e → Cr+3 2
  Br20 + 2e → 2Br–1 3
  Cr0 – восстановитель, процесс окисления
  Br20 – окислитель, процесс восстановления
  

• 13 слайд

  Cr0 + N20 = Cr+3N–3
  Cr0 – 3e → Cr+3 2
  N20 + 6e → 2N–3 1
  2
  2
  Cr0 – восстановитель, процесс окисления
  N20 – окислитель, процесс восстановления
  Cr0 + S0 = Cr2+3S3–2
  Cr0 – 3e → Cr+3 2
  S0 + 2e → S–2 3
  2
  3
  Cr0 – восстановитель, процесс окисления
  S0 – окислитель, процесс восстановления
  

• 14 слайд

  В раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды:
  2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2
  Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au
  Cr
  В ряду напряжений хром находится левее водорода и поэтому в отсутствии воздуха может вытеснять водород из растворов соляной и серной кислот, образуя соли хрома (II).
  Составим уравнения реакций хрома c растворами соляной и серной кислот, рассмотрим данные реакции как окислительно-восстановительные.
  

• 15 слайд

  Cr0 + H+1Cl = Cr+2Cl2 + H20
  Cr0 – 2e → Cr+2 1
  2H+ + 2e → H20 1
  2
  Cr0 – восстановитель, процесс окисления
  HCl (за счет Н+1) – окислитель, процесс восстановления
  Cr0 + H2+1SO4 = Cr+2SO4 + H20
  Cr0 – 2e → Cr+2 1
  2H+ + 2e → H20 1
  Cr0 – восстановитель, процесс окисления
  H2SO4(за счет Н+1) – окислитель,
  процесс восстановления
  

• 16 слайд

  В присутствии кислорода
  хром реагирует с растворами
  кислот c образованием
  солей хрома (III)
  4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O
  

• 17 слайд

  Концентрированные серная и азотная
  кислоты на холоду пассивируют хром
  
  При сильном нагревании кислоты
  pастворяют хром с образованием
  cолей хрома (III)
  Cr + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + SO2 + H2O
  Cr + HNO3 → Cr(NO3)3 + NO2 + H2O
  Рассмотрим эти реакции как окислительно-восстановительные
  

• 18 слайд

  Cr0 + H2S+6O4 → Cr2+3(SO4)3 + S+4O2 + H2O
  Cr0 + HN+5O3 → Cr+3(NO3)3 + N+4O2 + H2O
  Cr0 – 3e → Cr+3 2
  S+6 + 2e → S+4 3
  2Cr + 6H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
  Cr0 – восстановитель, процесс окисления
  H2SO4 (за счет S+6) – окислитель, процесс восстановления
  Cr0 – 3e → Cr+3 1
  N+5 + 1e → N+4 3
  Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
  Cr0 – восстановитель, процесс окисления
  HNO3 (за счет N+5) – окислитель, процесс восстановления
  

• 19 слайд

  Хром способен вытеснять многие металлы, например
  медь, олово, серебро и другие, из растворов их солей:
  Cr0 + Cu+2SO4 → Cr+2SO4 + Cu0
  Составим уравнение реакции хрома c раствором сульфата
  меди (II).
  Cr0 – 2e → Cr+2 1
  Cu+2+ 2e → Cu0 1
  Cr + CuSO4 = CrSO4 + Cu
  Cr0 – восстановитель, процесс окисления
  CuSO4 (за счет Cu+2) – окислитель, процесс
  восстановления
  

• 20 слайд

  Cr + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O
  Рассмотрим эту реакцию как окислительно-восстановительную
  Растворы щелочей на хром практически не действуют.
  Хром реагирует с щелочными расплавами окислителей.
  В качестве окислителей используют нитраты натрия, калия,
  хлорат калия и другие окислители.
  При взаимодействии с щелочными расплавами окислителей
  хром образует соли анионного типа, в которых проявляет
  высшую степень окисления.
  сплавление
  

• 21 слайд

  Cr0 + KCl+5O3 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl–1 + H2O
  Cr0 – 3e → Cr+3 1
  Cl+5 + 6e → Cl– 2
  Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + H2O
  Cr0 – восстановитель, процесс окисление
  KClO3 (за счет Cl+5) – окислитель, процесс восстановление
  

• 22 слайд

  Соединения хрома
  Соединения хрома (II)
  Соединения хрома (III)
  Соединения хрома (VI)
  оксид
  гидроксид
  соли
  оксид
  гидроксид
  соли
  соли
  гидроксид
  оксид
  

• 23 слайд

  Соединения хрома (II)
  CrO
  Оксид хрома (II) – кристаллы черного цвета,
  имеет основный характер
  При осторожном нагревании
  гидроксида хрома (II) в отсутствии кислорода получают оксид хрома (II). Составьте уравнение реакции.
  Cr(OH)2 = CrO + H2O
  3CrO = Cr + Cr2O3
  При более высоких температурах оксид хрома (II)
  диспропорционирует:
  700°
  

• 24 слайд

  Составим уравнение реакции оксида хрома (II) с соляной и серной кислотами. Запишем полное и сокращенное ионное уравнения
  CrO + H2SO4 = CrSO4 + H2O
  CrO + 2H+ + Cl– = Cr2+ + 2Cl– + H2O
  CrO + 2H+ = Cr2+ + H2O
  CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O
  CrO + 2H+ + SO42– = Cr2+ + SO42– + H2O
  CrO + 2H+ = Cr2+ + H2O
  

• 25 слайд

  Оксид хрома (II) – сильный восстановитель.
  Кислородом воздуха окисляется до оксида
  хрома (III)
  Составим уравнение реакции.
  Рассмотрим данную реакцию
  как окислительно-восстановительную.
  Cr+2O + O20 → Cr2+3O3–2
  Cr+2 – 1e → Cr+3 4
  O20 + 4e → 2O–2 1
  4CrO + O2 = 2Cr2O3
  CrO (за счет Cr+2) – восстановитель, процесс окисления
  O2 – окислитель, процесс восстановления
  

• 26 слайд

  Cr(OH)2
  Гидроксид хрома (II)
  Гидроксид хрома (II) получают в виде желтого осадка действием растворов щелочей на соли хрома (II) без доступа воздуха.
  Составим уравнение реакции получения гидроксида хрома (II) действием гидроксида натрия на хлорид хрома (II). Рассмотрим реакцию с точки зрения ТЭД.
  CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 ↓ + 2NaCl
  Cr2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– = Cr(OH)2 ↓ + 2Na+ + 2Cl–
  Cr2+ + 2OH– = Cr(OH)2 ↓
  

• 27 слайд

  Гидроксид хрома (II) обладает основными свойствами.
  Составим уравнение реакции гидроксида хрома (II) с соляной
  кислотой. Запишем полное и сокращенное ионное уравнения
  Cr(OН)2 + 2HCl = CrCl2 + 2H2O
  Cr(OН)2 + 2H+ + 2Cl– = Cr2+ + 2Cl– + 2H2O
  Cr(OН)2 + 2H+ = Cr2+ + 2H2O
  

• 28 слайд

  Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель
  Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома (III)
  Составим уравнение окислительно-восстановительной реакции.
  Cr+2(ОН)2+ O20 + Н2О → Cr+3(O –2Н)3
  Cr+2 – 1e → Cr+3 4
  O20 + 4e → 2O–2 1
  4Cr(OН)2 + O2 + 2Н2О = 4Cr(OН)3
  Cr(OН)2 (за счет Cr+2) –восстановитель, процесс окисления
  O2 – окислитель, процесс восстановления
  

• 29 слайд

  Соли хрома (II)
  Водные растворы солей хрома (II) получают без доступа
  воздуха растворением металлического хрома в разбавленных
  кислотах в атмосфере водорода или восстановлением цинком
  в кислой среде солей трехвалентного хрома.
  Безводные соли хрома (II) белого цвета, а водные растворы и
  кристаллогидраты — синего цвета.
  Соединения хрома (II) – сильные восстановители. Легко окисляются. Именно поэтому очень трудно получать и хранить соединения двухвалентного хрома.
  Реагируют с концентрированными серной и азотной кислотами:
  CrCl2 + O2 + HCl → CrCl3 + H2O
  CrCl2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + SO2↑ + HCl↑ + H2O
  CrCl2 + HNO3 → Cr(NO3)3 + NO2↑ + HCl↑ + H2O
  Рассмотрим эти реакции с позиции ОВР
  

• 30 слайд

  Cr+2Cl2 + O20 + HCl → Cr+3Cl3 + H2O–2
  Cr+2 – 1e → Cr+3 4
  O20 + 4e → 2O–2 1
  4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O
  

• 31 слайд

  Cr+2Cl2 + HN+5O3 (к) →Cr+3(NO3)3 + N+4O2↑ + HCl↑ + H2O
  Cr+2 – 1e → Cr+3 1
  N+5 + 1e → N+4 1
  CrCl2 + 4HNO3(конц) = Cr(NO3)3 + NO2↑ + 2HCl↑ + H2O
  Cr+2Cl2 + H2S+6O4(к.) →Cr2+3(SO4)3 + S+4O2↑ + HCl↑ + H2O
  Cr+2 – 1e → Cr+3 2
  S+6 + 2e → S+4 1
  2CrCl2 + 4H2SO4(конц) = Cr2(SO4)3 + SO2↑ + 4HCl↑ +2H2O
  

• 32 слайд

  Соединения хрома (III)
  Cr2O3
  Оксид хрома () – тугоплавкий порошок темно-зеленого цвета.
  Получение.
  В лабораторных условиях термическим разложением
  дихромата аммония:
  (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 2H2O
  В промышленности восстановлением дихромата калия
  коксом или серой:
  K2Cr2O7 + 3C = 2Cr2O3 + 2K2CO3 + CO2
  K2Cr2O7 + S = 2Cr2O3 + K2SO4
  t°
  t°
  t°
  

• 33 слайд

  Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами
  При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III):
  Составим уравнение реакции оксида хрома (III) с соляной
  кислотой.
  
  
  
  
  
  
  
  Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O
  Cr2O3 + 6H+ + 6Cl– = 2Cr3+ + 6Cl– + 3H2O
  Cr2O3 + 6H+ = 2Cr3+ + 3H2O
  

• 34 слайд

  При сплавлении оксида хрома (III) с оксидами,
  гидроксидами и карбонатами щелочных и
  щелочноземельных металлов образуются
  хроматы (III) (хромиты):
  Сr2O3 + Ba(OH)2 = Ba(CrO2)2 + H2O
  Сr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2
  t°
  t°
  Оксид хрома (III) нерастворим в воде.
  

• 35 слайд

  В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III)
  ведет себя как восстановитель:
  Cr2O3 + KOH + KMnO4 → K2CrO4 + MnO2 + H2O
  Рассмотрим эти реакции как окислительно-восстановительные
  и расставим коэффициенты.
  Cr2O3 + KOH + Сa(ClO)2 → K2CrO4 + CaCl2 + H2O
  Cr2O3 + O2 + Na2CO3 → Na2CrO4 + CO2
  Cr2O3 + KClO3 + Na2CO3 → Na2CrO4 + KCl + CO2
  Cr2O3 + NaNO3 + Na2CO3 → Na2CrO4 + NaNO2 + CO2
  

• 36 слайд

  Cr2+3O3 + KOH + KMn+7O4 → K2Cr+6O4 + Mn+4O2 + H2O
  2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель
  Mn+7 + 3e → Mn+4 2 восстановление, окислитель
  Cr2O3 + 2KOH + 2KMnO4 = 2K2CrO4 + 2MnO2 + H2O
  Cr2+3O3 + KOH + Сa(Cl+1O)2 → K2Cr+6O4 + CaCl2–1 + H2O
  2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель
  Cl+1 + 2e → Cl–1 3 восстановление, окислитель
  Cr2O3 + 4KOH + 3Сa(ClO)2 = 2K2CrO4 + 3CaCl2 + 2H2O
  

• 37 слайд

  Cr2+3O3 + O20 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + CO2–2
  2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 2 окисление, восстановитель
  O20 + 4e → O–2 3 восстановление, окислитель
  Cr2O3 + 3O2 + 4Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 4CO2
  Cr2+3O3 + KCl+5O3 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + KCl–1 + CO2
  2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель
  Cl+5 + 6e → Cl–1 1 восстановление, окислитель
  Cr2O3 + KClO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + KCl + 2CO2
  Cr2+3O3 + NaN+5O3 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + NaN+3O2 + CO2
  2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель
  N+5 + 2e → N+3 3 восстановление, окислитель
  Cr2O3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2
  

• 38 слайд

  Оксид хрома (III) – катализатор
  В присутствии оксида хрома (III) аммиак окисляется кислородом воздуха до монооксида азота, который в избытке кислорода окисляется до бурого диоксида азота.
  
  

• 39 слайд

  Каталитическое окисление этанола
  
  Окисление этилового спирта кислородом воздуха происходит очень легко в присутствии оксида хрома (III)
  Реакция окисления спирта протекает с выделением энергии. Продукт реакции окисления спирта - уксусный альдегид.
  
  Cr2O3, t°
  2СН3–СН2–ОН + О2 2СН3 – С ═ О + 2H2O
  
  
  H
  

• 40 слайд

  Гидроксид хрома (III)
  Cr(OH)3
  Получают гидроксид хрома (III) действием
  растворов щелочей или аммиака на растворы
  солей хрома (III).
  CrCl3 + 3(NH3·H2O) = Cr(OH)3 + 3NH4Cl
  Получение
  К раствору хлорида хрома (III) прильем раствор
  аммиака. Состави уравнение реакции
  

• 41 слайд

  Полученный осадок разделим на две части, к одной из них
  добавим раствор соляной кислоты, а к другой – щелочь
  Cr(OH)3
  CrCl3
  Na3[Cr(OH)6]
  NaOH
  HCl
  

• 42 слайд

  Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами.
  При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III)
  Составим уравнение реакции в молекулярном и ионном виде
  Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O
  Cr(OH)3 + 3H+ + 3Cl– = Cr3+ + 3Cl– + 3H2O
  Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O
  

• 43 слайд

  Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
  Cr(OH)3 + 3Na+ + 3OH– = 3Na+ + [Cr(OH)6]3–
  Cr(OH)3 + 3OH– = [Cr(OH)6]3–
  2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O
  t°
  Гидроксид хрома (III) растворяется в щелочах
  При нагревании гидроксид хрома (III) разлагается:
  гексагидроксохромат (III) натрия
  (изумрудно-зеленый)
  

• 44 слайд

  Соли хрома (III)
  Хроматы (III) устойчивы в щелочной среде. Они легко реагируют с кислотами:
  недостаток кислоты:
  избыток кислоты:
  В растворе подвергаются полному гидролизу:
  NaCrO2 + HCl + H2O = Cr(OH)3 + NaCl
  NaCrO2 + 4HCl = CrCl3 + NaCl + 2H2O
  с угольной кислотой
  Na3[Cr(OH)6] + 3CO2 = Cr(OH)3 + 3NaHCO3
  Cr2S3 + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S
  В водных растворах катион Cr3+ встречается только
  в виде гидратированного иона [Cr(H2O)6] 3+, который
  придает раствору сине-фиолетовый цвет.
  
  раствору сине-фиолетовый цвет.
  

• 45 слайд

  Сульфат хрома (III) образует двойные соли – хромовые квасцы.
  Из смешанного раствора сульфата хрома (III) и сульфата калия
  кристаллизуется двойная соль – KCr(SO4)2·12H2O
  сине-фиолетового цвета.
  Применяются в качестве дубящего вещества при
  изготовлении эмульсий, а также в дубящих растворах
  и дубящих фиксажах.
  

• 46 слайд

  Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительные
  так и восстановительные свойства.
  
  Рассмотрим эти реакции
  K3[Cr(OH)6] + Br2 + KOH → K2CrO4 + KBr + H2O
  CrCl3 + H2O2 + KOH → K2CrO4 + KCl + H2O
  KCrO2 + PbO2 + KOH → K2CrO4 + K2PbO2 + H2O
  Cr2(SO4)3 + Cl2 + NaOH → Na2CrO4 + NaCl + H2O + Na2SO4
  CrCl3 + Zn → CrCl2 + ZnCl2
  

• 47 слайд

  K3[Cr+3(OH)6] + Br20 + KOH → K2Cr+6O4 + KBr– + H2O
  Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель
  Br20 + 2e → 2Br–1 3 восстановление, окислитель
  2K3[Cr(OH)6] + 3Br2 + 4KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O
  Cr+3Cl3 + Zn0 → Cr+2Cl2 + Zn+2Cl2
  Cr+3 + 1e → Cr+2 2 восстановление, окислитель
  Zn0 – 2e → Zn+2 1 окисление, восстановитель
  2CrCl3 + Zn = 2CrCl2 + ZnCl2
  KCr+3O2 + Pb+4O2 + KOH → K2Cr+6O4 + K2Pb+2O2 + H2O
  Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель
  Pb+4 + 2e → Pb–2 3 восстановление, окислитель
  2KCrO2 + 3PbO2 + 8KOH = 2K2CrO4 + 3K2PbO2 + 4H2O
  

• 48 слайд

  Cr+3Cl3 + H2O2–1 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl + H2O–2
  Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель
  2O–1 + 2e → 2O–2 3 восстановление, окислитель
  2CrCl3 + 3H2O2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O
  Cr2+3(SO4)3 + Cl20 + NaOH → Na2Cr+6O4 + NaCl– + H2O + Na2SO4
  Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель
  Cl20 + 2e → 2Cl–1 3 восстановление, окислитель
  Cr2(SO4)3 +3Cl2 +16NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8H2O +3Na2SO4
  

• 49 слайд

  Получают CrO3 действием избытка
  концентрированной серной кислоты
  на насыщенный водный раствор
  дихромата натрия:
  Na2Cr2O7 + 2H2SO4 = 2CrO3 + 2NaHSO4 + H2O
  Оксид хрома (VI) очень ядовит.
  4CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2↑.
  При нагревании выше 250 °C разлагается:
  Оксид хрома (VI) CrO3 — хромовый ангидрид,
  представляет собой темно-красные
  игольчатые кристаллы.
  

• 50 слайд

  CrO3 — кислотный оксид.
  С избытком воды образуется хромовая
  кислота H2CrO4
  CrO3 + Н2O = Н2CrO4
  При большой концентрации CrO3 образуется дихромовая
  кислота Н2Cr2О7
  2CrO3 + Н2O = Н2Cr2O7
  которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:
  Н2Cr2О7 + Н2О = 2Н2CrO4
  При растворении в воде образует кислоты.
  Эти кислоты – неустойчивые. Существуют только в растворе.
  Между ними в растворе устанавливается равновесие
  2Н2CrO4 ↔ Н2Cr2O7 + Н2O
  При взаимодействии CrO3 со щелочами образуются хроматы
  CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O.
  

• 51 слайд

  CrO3 является сильным окислителем
  Например этанол, ацетон и многие другие органические вещества самовоспламеняются или даже взрываются при контакте с ним.
  Окисляет йод, серу, фосфор, уголь.
  4CrO3 + 3S = 2Cr2O3 + 3SO2↑.
  CrO3 + C2H5OH → CO2 + Cr2O3 + H2O
  C2H5OH + 3H2O – 12e → 2CO2 + 12H+ 1
  2CrO3 + 6H+ + 6e → Cr2O3 + 3H2O 2
  4CrO3 + C2H5OH → 2CO2 + 2Cr2O3 + 3H2O
  C2H5OH + 3H2O + 4CrO3 + 12H+ = 2CO2 + 12H+ + 2Cr2O3 + 6H2O
  

• 52 слайд

  Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты –
  хромовая Н2CrO4 и дихромовая Н2Cr2O7
  

• 53 слайд

  Хромовая кислота кристаллическое вещество красного цвета; выделена в свободном состоянии при охлаждении насыщенных водных растворов CrO3; хромовая кислота — электролит средней силы. Изополихромовые кислоты существуют в водных растворах, окрашенных в красный цвет
  

• 54 слайд

  хроматы – соли хромовой кислоты устойчивы в щелочной среде, при
  подкислении переходят в оранжевые
  дихроматы, соли двухромовой кислоты. Реакция обратима, поэтому при добавлении щелочи желтая окраска хромата восстанавливается.
  2CrO42– + 2H+ ↔ Cr2O72– + H2O
  хроматы
  дихроматы
  соли
  ОН–
  Н+
  

• 55 слайд

  2K2CrO4 + H2SO4(разб.) = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
  K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O
  2K2CrO4 + 2HCl(разб.) = K2Cr2O7 + 2KCl + H2O
  2K2CrO4 + H2O + CO2 = K2Cr2O7 + KHCO3
  

• 56 слайд

  Соединения хрома (VI) -
  сильные окислители
  Cr2O72–
  Cr3+
  Cr(OH)3
  [Cr(OH)6]3–
  H+
  H2O
  OH–
  Cr2O72– + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O
  Cr2O72– + 7Н2О + 6e → 2[Cr(OH)6]3– + 2ОН–
  

• 57 слайд

  Окислительные свойства дихроматов
  Дихроматы, например дихромат калия K2Cr2O7 – сильные окислители. Под действием восстановителей дихроматы в кислой среде переходят в соли хрома (III). Примером такой реакции может служить окисление сульфита натрия раствором дихромата калия в кислой среде. К раствору дихромата калия добавляем серную кислоту и раствор сульфита натрия.
  K2Cr2O7 +3Na2SO3+4H2SO4 =Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4+ K2SO4 + 4H2O
  Оранжевая окраска, характерная для дихроматов, переходит в зеленую. Образовался раствор сульфата хрома (III) зеленого цвета. Соли хрома - ярко окрашены, именно поэтому элемент получил такое название: "хром", что в переводе с греческого означает "цвет, краска".
  
  

• 58 слайд

  Zn + K2Cr2O7 + H2SO4 → ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O
  K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O
  K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 → O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O
  K2Cr2O7 + H2O + H2S → S + Cr(OH)3 + KOH
  K2Cr2O7 + H2O + K2S → S + K3[Cr(OH)6] + KOH
  Дихроматы проявляют окислительные свойства не только в
  растворах, но и в твердом виде:
  K2Cr2O7 + S → K2SO4 + Cr2O3
  K2Cr2O7 + С → K2СO3 + СО + Cr2O3
  K2Cr2O7 + Al → Cr + KAlO2 + Al2O3
  Рассмотрим эти реакции как окислительно-восстановительные
  
  K2Cr2O7 + KOH + (NH4)2S → S + K3[Cr(OH)6] + NH3
  

• 59 слайд

  Zn0 + K2Cr2+6O7 + H2SO4 → Zn+2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 +H2O
  Cr+6 + 3e → Cr+3 2 восстановление, окислитель
  Zn0 – 2e → Zn+2 3 окисление, восстановитель
  3Zn + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
  K2Cr2+6O7 + H2S–2 + H2SO4 → S0 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 + H2O
  Cr+6 + 3e → Cr+3 2 восстановление, окислитель
  S–2 – 2e → S0 3 окисление, восстановитель
  K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
  K2Cr2+6O7 + H2O2–1 + H2SO4 → O20 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 +H2O
  Cr+6 + 3e → Cr+3 2 восстановление, окислитель
  2O–1 – 2e → O20 3 окисление, восстановитель
  K2Cr2O7 + 3H2O2 + 4H2SO4 = 3O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
  

• 60 слайд

  K2Cr2+6O7 + H2O + H2S–2 → S0 + Cr+3(OH)3 + KOH
  K2Cr2+6O7 + H2O + K2S–2 → S0 + K3[Cr+3 (OH)6] + KOH
  K2Cr2+6O7 + KOH +H2O + (NH4)2S–2 → S0 + K3[Cr+3(OH)6] + NH3
  2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 1 восстановление, окислитель
  S–2 – 2e → S0 3 окисление, восстановитель
  2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 1 восстановление, окислитель
  S–2 – 2e → S0 3 окисление, восстановитель
  2Cr+6 + 6e → 2Cr+ 1 восстановление, окислитель
  S–2 – 2e → S0 3 окисление, восстановитель
  K2Cr2O7 + H2O + 3H2S = 3S + 2Cr(OH)3 + 2KOH
  K2Cr2O7 + 7H2O + 3K2S = 3S + 2K3[Cr(OH)6] + 2KOH
  K2Cr2O7 + 4KOH + H2O + 3(NH4)2S = 3S + 2K3[Cr(OH)6] + 6NH3
  

• 61 слайд

  K2Cr2+6O7 + S0 → K2S+6O4 + Cr2+3O3
  K2Cr2O7 + S = K2SO4 + Cr2O3
  K2Cr2+6O7 + С0 → K2С+4O3 + С+2О + Cr2+3O3
  K2Cr2O7 + 2С = K2СO3 + СО + Cr2O3
  K2Cr2+6O7 + Al0 → Cr0 + KAlO2 + Al2+3O3
  K2Cr2O7 + 4Al = 2Cr + 2KAlO2 + Al2O3
  Cr+6 + 3e → Cr+3 2 восстановление, окислитель
  S0 – 6e → S+6 1 окисление, восстановитель
  Cr+6 + 3e → Cr+3 3 2 восстановление, окислитель
  С0 – 4e → С+4 4 1 окисление, восстановитель
  С0 – 2e → С+2 2 1
  
  2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 1 восстановление, окислитель
  Al0 – 3e → Al+3 2 окисление, восстановитель
  

• 62 слайд

  Хроматы щелочных металлов плавятся без разложения, а
  дихроматы при высокой температуре превращаются в хроматы.
  Дихромат аммония разлагается при нагревании:
  (NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O
  180°C
  

• 63 слайд

  В ряду гидроксидов хрома различных степеней окисления
  Cr(ОН)2 — Cr(ОН)3 — Н2CrО4
  закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Такое изменение свойств обусловлено увеличением степени окисления и уменьшением ионных радиусов хрома. В этом же ряду последовательно усиливаются окислительные свойства.
  Соединения Cr (II) — сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (III).
  Соединения хрома(VI) — сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III).
  Соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).
  

• 64 слайд

  Степень окисления хромa +2 +3 +6
  
  Оксид CrO Cr2O3 CrO3
  
  
  Гидроксид Cr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO4
  H2Cr2O7
  
  Кислотные и окислительные свойства возрастают
  Основные и восстановительные свойства возрастают
  Соединения хрома
  

• 65 слайд

  Решаем задачи на определение состава образующейся соли
  Среди расчетов по уравнениям химических реакций, протекающих в растворах электролитов, можно выделить группу задач на качественный и количественный анализ  состава образующегося раствора. Особый интерес  из этой группы представляют задания, связанные с кислотно-основным взаимодействием в водных растворах. В зависимости от состава и количества исходных веществ в ходе реакции  могут образоваться растворы, содержащие различные продукты. Предсказание этих продуктов, т.е. их качественный анализ, и вызывает у учащихся некоторые затруднения.
  
  Задачи, на взаимодействие однокислотного основания и одноосновной кислоты (её кислотного оксида) решаются легко, т.к. в результате взаимодействия образуется только средняя соль:
  MeOH + HAn = MeAn+H2O .
   
  
  
  
  
  
  

• 66 слайд

  Если же во взаимодействие вступает многоосновная кислота или соответствующий ей кислотный  оксид, то могут образоваться как средняя, так и кислая соль, либо смесь обоих солей.  Для данного случая возможны различные варианты взаимодействий. Наиболее характерными можно считать следующие типы.
  Взаимодействие оснований и многоосновных кислот:
  1. MeOH + H2An; 3. MeOH + H3An; 
  2. Me(OH)2 + H2An;4. Me(OH)2 + H3An.
   Поглощение газов (кислотных оксидов)  растворами щелочей:
  1. MeOH + RO2; 4. Me(OH)2 +R2O5;
  2. Me(OH)2 +RO2; 5. MeOH + RO3;
  3. MeOH +R2O5;6. Me(OH)2 +RO3.
  Чтобы точно определить состав образовавшегося раствора, нужно знать мольное соотношение основания и кислоты (кислотного оксида) Для решения  задач подобного типа мы используем  числовую прямую мольных соотношений щелочи и кислоты (кислотного оксида). Это помогает учащимся визуализировать условие задачи,  прогнозировать  продукты реакции, упрощает  и ускоряет   ход  решения.
  Рассмотрим  подробно построение числовых прямых n(ME(OH)х)/n(HуAn) для решения некоторых вариантов взаимодействия
  
  
  

• 67 слайд

  1.Взаимодействие однокислотного основания и двухосновной кислоты (MeOH + H2An).
  а) Записываем уравнения реакций и исходя из них определяем мольные соотношения основания и кислоты для каждого случая:
  1. 2MeOH + H2An = Me2An + 2H2O        n(MEOH)/n(H2An)=2/1=2;
  2. MeOH + H2An = MeHAn+H2O             n(MEOH)/n(H2An)=1/1=1.
  б) Переносим полученные значения мольных соотношений (1;2) на числовую прямую.
  (обозначим данные  соотношения точками - прямоугольниками).
  Эти точки соответствуют  составам  растворов, в которых образуется только один тип солей, а кислота и основание  реагируют полностью: в точке (1)- MeHAn,  в  точке (2) - Me2An.
   (надписываем формулы соответствующих солей над точками)
  
  
  

• 68 слайд

  
  в)  В случае, если мольное соотношение 1<n(MEOH)/n(H2An)<2 ,т. е. лежит в интервале (1;2),то в растворе образуются кислая и средняя соли одновременно, и вещества реагируют полностью.
  (обозначим данный интервал на числовой прямой голубой штриховкой, надписав формулы соответствующих  солей).
  
  

• 69 слайд

  г) Если мольное  соотношение  n(MEOH)/n(H2An)<1, то в растворе образуется кислая соль  и остается избыток кислоты.
  (обозначим данный интервал на числовой прямой, и надпишем  формулу образующейся соли MeHAn).
  д) В случае, когда мольное отношение  n(MEOH)/n(H2An)>2 , в растворе образуется средняя соль  и остается избыток основания.
  (обозначим данный интервал на числовой прямой   и надпишем  формулу соли Me2 An).
    В итоге   числовая прямая имеет вид:
  
  

• 70 слайд

  2. Взаимодействие  однокислотного  основания  и  трехосновной кислоты (MeOH + H3An):
  
  1. 3MeOH + H3An = Me3An + 3H2O          n(MEOH)/n(H2An)=3/1=3;
  2. 2MeOH + H3An = Me2HAn+ 3H2O        n(MEOH)/n(H2An)=2/1=2;
  3. MeOH + H3An = MeH2An+ 3H2O          n(MEOH)/n(H2An)=1/1=1.
   Для данного случая числовая прямая имеет вид:
  
  

• 71 слайд

  3. Взаимодействие двухкислотного основания и трехосновной кислоты (Me(OH)2 +H3An).
  
  1. 3Me(OH)2 +2H3An = Me3An2+6H2O            n(ME(OH)2)/n(H3An)=3/2=1,5;
  2. Me(OH)2 + H3An = MeHAn+ 2H2O              n(ME(OH)2)/n(H3An)=1/1=1;
  3. Me(OH)2 +2H3An = Me(H2An)2+H2O           n(ME(OH)2)/n(H3An)=1/2=0,5.
  Числовая прямая мольных отношений реагентов  имеет вид:
  
  
  

• 72 слайд

  4. Взаимодействие двухкислотного основания и двухосновной кислоты:
  
   1. Me(OH)2 +H2An = MeAn+2H2O                         
  n(ME(OH)2)/n(H2An)=1/1=1;
   
  2. Me(OH)2 + 2H2An = Me(HAn)2+2H2O                 
  n(ME(OH)2)/n(H3An)=1/2=0,5.
  
  
  

• 73 слайд

  Задача 1. Укажите формулу(-ы) вещества (веществ), образующихся при взаимодействии 0,5 моль гидроксида бария и 0,4 моль фосфорной кислоты.
  
  1.  Записываем уравнения взаимодействия данных веществ (проводится добавление кислоты к основанию) и определяем мольные соотношения основания и кислоты.
  3Ba(OH)2+2H3PO4=Ba3(PO4)2+6H2O            n(Ba(OH)2)/n(H3PO4)=3/2=1,5;
  Ba(OH)2+H3PO4=BaHPO4+2H2O                  n(Ba(OH)2)/n(H3PO4)=1/1=1;
  Ba(OH)2+2H3PO4=Ba(H2PO4)2+6H2O             n(Ba(OH)2)/n(H3PO4)=1/2=0,5
  Эти мольные  отношения можно быстрее определить  исходя из  формул солей, не прибегая к записи уравнений:
  Ba3(PO4)2                       n(Ba(OH)2)/n(H3PO4)=3/2=1,5;
  BaHPO4                          n(Ba(OH)2)/n(H3PO4)=1/1=1;
  Ba(H2PO4)2                    n(Ba(OH)2)/n(H3PO4)=1/2=0,5.
  2. Определяем мольное соотношение реагирующих веществ :
   n(Ba(OH)2)/n(H3PO4)=0,5/0,4=1,25.
   
  
  

• 74 слайд

   3. Мы имеем случай взаимодействия двухкислотного основания и трехосновной кислоты, поэтому используем числовую прямую (3). Записываем  на ней формулы солей. На  прямой отмечаем точкой найденное мольное соотношение реагентов.
  
  
  
  
  
  
  
  
  4. Мы видим, что данное соотношение реагентов находится в интервале (1;1,25), что соответствует образованию смеси солей Ва3(РО4)2  и BaHPO4.
  Ответ: Ва3 (РО4)2  и BaHPO4.
  
  
   
  
  

• 75 слайд

  Задача 2.  6,4 г гидроксида натрия растворили в воде. Через полученный раствор пропустили 3,136 дм3 углекислого газа. Определите массы полученных солей.
  
  1. Исследуем характер взаимодействия реагентов:
  2NaOH + CO2 =Na2CO3 + H2O        n(NaOH) / n(CО2) = 2/1=2;
  NaOH + CO2 =NaHCO3                                n(NaOH) / n(CO2) = 1/1=1.
  2.  Определяем химические количества реагентов данные в условии задачи:
  n( NaOH)= m ( NaOH) / M( NaOH) )        n( NaOH)=0,16 моль;
  n(СО2)= V ( CO2) / Vm                                n(СО2)=0,14 моль.
  3. Определяем   мольное соотношение реагентов:
  n ( NaOH)/n(СО2)=1,143.
  4.Отмечаем данное  отношение точкой  на числовой прямой:
  
  
  

• 76 слайд

  
  
  
  
  
  
  
  Видно, что в ходе реакции в растворе  образуется смесь солей  Na2CO3 и NaHCO3 , вещества прореагировали полностью.
  5. Пусть количество углекислого газа, которое израсходовалось на образование средней соли, равно x моль, а количество СО2, которое пошло на образование кислой соли, равно у моль.
  6. Учитывая, что углекислый газ  и щелочь прореагировали  полностью, составляем систему:
  
  
  

• 77 слайд

  7.Находим массы солей:
  m(Na2CO3)= n(Na2 CO3) М(Na2CO3)= 0,02 · 106= 2,12(г);
  m(NaHCO3)= n(Na НCO3) М(NaНCO3 )=0,12 · 84 =10,08 (г).
   
  Ответ: m(Na2CO3)= 2,12г; m(NaHCO3)=10,08 г.
   
  

• 78 слайд

  Задачи для самостоятельного решения
  1. К 294г 5% ортофосфорной кислоты прибавили 342 г 10% гидроксида бария. Определите массовые доли веществ в образовавшемся   растворе.
  (Ответ: m(Ba (H2PO4)2)= 14,895г; m(BaHPO4)  =13,98 г.)
  
  2. Оксид фосфора(V) массой 42,6 г добавили к раствору массой 128,0 г с ω(NaOH)=25%. Определите массовые доли солей в образовавшемся   растворе
  (Ответ: ω(Na2HPO4)=16,6%;  ω(Na2HPO4)=28,1%)
  
  

• 79 слайд

  ХРОМ И
  ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
  .
  Учитель химии
  Таранович Наталья Николаевна
  ГУО «Сухаревская средняя школа имени Ю.М. Двужильного