Презентация на тему "Хром"

Содержание

• 
  Слайд 1

  ХРОМ

  Учитель химии МБОУ лицей №1 г. Волжский Волгоградская область Солдатова Татьяна Михайловна.

• 
  Слайд 2
  

  ХРОМ

• 
  Слайд 3
  

  I. Исторические сведения II. Хром – химический элемент: 1.Положение хрома в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева 2. Строение атома. III.Хром – простое вещество 3.Нахождение в природе 1.Состав. Физические свойства. 2. Получение. 3. Химические свойства 4.Биологическая роль и физиологическое действие. 5.Применение IV.Соединения хрома

• 
  Слайд 4
  

  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.

• 
  Слайд 5
  

  Французский химик Луи Николя Воклен родился в Сент-Андре-д'Эберто (Нормандия). Совместно с А. Ф. Фуркруа выяснил (1799) химическую природу мочевины. Совместно с П. Ж. Робике открыл (1806) первую аминокислоту аспарагин. Открыл также пектин и яблочную кислоту, выделил камфорную и хинную кислоты. Внёс существенный вклад в развитие анализа минералов. Создал школу химиков. Опубликовал одно из первых в мире руководств по химическому анализу – "Введение в аналитическую химию" (1799).

• 
  Слайд 6
  
• 
  Слайд 7
  

  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

• 
  Слайд 8
  

  Нахождение хрома 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

• 
  Слайд 9
  

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

• 
  Слайд 10
  

  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.

• 
  Слайд 11
  

  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

• 
  Слайд 12
  

  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

• 
  Слайд 13
  

  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

• 
  Слайд 14
  

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

• 
  Слайд 15
  

  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

• 
  Слайд 16
  

  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

• 
  Слайд 17
  

  В раскаленномсостояниихром 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). Составьте уравнения реакцийхрома c растворами соляной и серной кислот. Рассмотрите данные реакции как окислительно-восстановительные.

• 
  Слайд 18
  

  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

• 
  Слайд 19
  

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

• 
  Слайд 20
  

  Концентрированные серная и азотная кислоты на холоду пассивируютхром 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 Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. Назовите окислитель и восстановитель.

• 
  Слайд 21
  

  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

• 
  Слайд 22
  

  Хром способен вытеснять многие металлы, например медь, олово, серебро и другие, из растворов их солей: Cr0 + Cu+2SO4 → Cr+2SO4 + Cu0 Составьте уравнение реакциихрома c раствором сульфата меди (II). Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную. 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

• 
  Слайд 23
  

  Cr + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O Рассмотрите эту реакцию как окислительно-восстановительную Расставьте коэффициенты. Назовите окислитель и восстановитель. 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

• 
  Слайд 24
  

  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

• 
  Слайд 25
  

  Хром- постоянная составная часть растительных и животных организмов. В крови содержится от 0,012 до 0,0035 % хрома. Хром имеет большое значение в метаболизме углеводов и жиров, а также участвует в процессе синтеза инсулина. Важнейшая его биологическая роль состоит в регуляции углеводного обмена и уровня глюкозы в крови Элемент способствует нормальному формированию и росту детского организма. Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.

• 
  Слайд 26
  

  Хром важный компонент во многих легированных сталях. Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование) Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.

• 
  Слайд 27
  

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

• 
  Слайд 28
  

  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°

• 
  Слайд 29
  

  Составьте уравнение реакции оксида хрома (II) с соляной и серной кислотами. Рассмотрите реакции с точки зрения ТЕД. 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

• 
  Слайд 30
  

  Оксид хрома (II) – сильный восстановитель. Кислородом воздуха окисляется до оксида хрома (III) Составьте уравнение реакции. Рассмотрите 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

• 
  Слайд 31
  

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

• 
  Слайд 32
  

  Гидроксид хрома (II) обладает основными свойствами. Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (II) с соляной кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД Cr(OН)2 + 2HCl = CrCl2 + 2H2O Cr(OН)2 + 2H+ + 2Cl– = Cr2+ + 2Cl– + 2H2O Cr(OН)2 + 2H+ = Cr2+ + 2H2O

• 
  Слайд 33
  

  Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель. Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома (III) Составьте уравнение реакции.Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную. 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

• 
  Слайд 34
  

  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 Рассмотрите эти реакции как окислительно- восстановительные. Расставьте коэффициенты..

• 
  Слайд 35
  

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

• 
  Слайд 36
  

  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

• 
  Слайд 37
  

  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°

• 
  Слайд 38
  

  Оксид хрома (III) обладаетамфотернымисвойствами При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Составьте уравнение реакции оксида хрома (III) с соляной кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД. Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O Cr2O3 + 6H+ + 6Cl– = 2Cr3+ + 6Cl– + 3H2O Cr2O3 + 6H+ = 2Cr3+ + 3H2O

• 
  Слайд 39
  

  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.

• 
  Слайд 40
  

  В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III) ведет себя как восстановитель: Cr2O3 + KOH + KMnO4 → K2CrO4 + MnO2 + H2O Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте 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

• 
  Слайд 41
  

  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

• 
  Слайд 42
  

  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

• 
  Слайд 43
  

  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.

• 
  Слайд 44
  

  Каталитическое окисление этанола Окислениеэтилового 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 + О22СН3 – С ═ О + 2H2O H

• 
  Слайд 45
  

  Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 Получают гидроксид хрома (III)действием растворов щелочей или аммиака на растворы солей хрома (III). Составьте уравнение реакции получения Cr(OH)3 действием раствора аммиака на хлорид хрома (III): CrCl3 + 3(NH3·H2O) = Cr(OH)3 + 3NH4Cl Лабораторный опыт № 1 К раствору хлорида хрома (III) прилейте раствор аммиака. Что наблюдаете?

• 
  Слайд 46
  

  Лабораторный опыт № 2 Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к одной из них добавьте раствор соляной кислоты, а к другой – щелочь. Что происходит? Какими свойствами обладает гидроксид хрома (III)? Cr(OH)3 CrCl3 Na3[Cr(OH)6] NaOH HCl

• 
  Слайд 47
  

  +H2SO4 +NaOH Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к одной из них добавьте серной кислоты, а к другой – щелочь. Что происходит?

• 
  Слайд 48
  

  Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (III) с соляной кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД. Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O Cr(OH)3 + 3H+ + 3Cl– = Cr3+ + 3Cl– + 3H2O Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O

• 
  Слайд 49
  

  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)

• 
  Слайд 50
  

  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.

• 
  Слайд 51
  

  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.

• 
  Слайд 52
  

  Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительные так и восстановительные свойства. Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. Назовите окислитель и восстановитель. 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

• 
  Слайд 53
  

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

• 
  Слайд 54
  

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

• 
  Слайд 55
  

  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.

• 
  Слайд 56
  

  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.

• 
  Слайд 57
  

  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

• 
  Слайд 58
  

  Если поместить оксид хрома на фарфоровую пластинку и капнуть на него несколько капель ацетона,то через несколько секунд ацетон загорается. При этом оксид хрома (VI) восстанавливается до оксида хрома (III), а ацетон окисляется до углекислого газа и воды. Окисление ацетона хромовым ангидридом. 16CrO3 + 3CH3– С – CH3 → 9CO2 + 8Cr2O3 + 9H2O О

• 
  Слайд 59
  

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

• 
  Слайд 60
  

  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

• 
  Слайд 61
  

  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+

• 
  Слайд 62
  

  Лабораторный опыт № 3 К раствору дихромата калия добавьте гидроксид калия. Как изменилась окраска? Чем это вызвано? К полученному раствору добавьте серной кислоты до восстановления желтой окраски. Напишите уравнения реакций.

• 
  Слайд 63
  

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

• 
  Слайд 64
  

  Взаимопревращение хроматов и дихроматов Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н2CrO4 и дихромовая Н2Cr2O7, Хромат калия K2CrO4и дихромат калия K2Cr2O7– соли этих кислот. Хроматы – желтого цвета, дихроматы – оранжевого. В кислой среде хромат-ион превращается в дихромат-ион. В присутствии щелочи дихроматы снова становятся хроматами. Хромат калия превращаем в дихромат, добавляя кислоту. Желтый раствор становится оранжевым. 2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O В стакан с дихроматом калия добавляем щелочь, оранжевый раствор становится желтым – дихроматы превращаются в хроматы. K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

• 
  Слайд 65
  

  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–

• 
  Слайд 66
  

  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". опыт

• 
  Слайд 67
  

  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 Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. K2Cr2O7 + KOH + (NH4)2S → S + K3[Cr(OH)6] + NH3

• 
  Слайд 68
  

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

• 
  Слайд 69
  

  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 1восстановление, окислитель S–2 – 2e → S0 3окисление, восстановитель 2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 1восстановление, окислитель S–2 – 2e → S0 3окисление, восстановитель 2Cr+6 + 6e → 2Cr+ 1восстановление, окислитель S–2 – 2e → S0 3окисление, 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

• 
  Слайд 70
  

  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+32 восстановление, окислитель S0 – 6e → S+61 окисление, восстановитель Cr+6 + 3e → Cr+3 3 2 восстановление, окислитель С0 – 4e → С+44 1 окисление, восстановитель С0 – 2e → С+2 2 1 2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 1 восстановление, окислитель Al0 – 3e → Al+32окисление, восстановитель

• 
  Слайд 71
  

  Дихромат калия (хромпик) широко применяется как окислитель органических соединений: 3С2H5OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4CH3– CHO + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O 3С3H7OH + K2Cr2O7 + 4H2SO43CH3– C–CH3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O ║ O

• 
  Слайд 72
  

  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

• 
  Слайд 73
  

  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).

• 
  Слайд 74
  

  Степень окисления хромa +2 +3+6 Оксид CrOCr2O3 CrO3 ГидроксидCr(OH)2Cr(OH)3 H2CrO4 H2Cr2O7 Кислотные и окислительные свойства возрастают Основные и восстановительные свойства возрастают Соединения хрома

• 
  Слайд 75
  

  Начала химии. Современный курс для поступающих в ВУЗы. – М.: 1Федеративная Книготорговая Компания. Химия. Подготовка к ЕГЭ: учебно-методическое пособие / Под ред. В.Н. Доронькина. – Ростов н/Дону: Легион Химия. Пособие для поступающих в вузы /О.О. Максименко. – М. : Филол. о-во СЛОВО: Изд-во Эксмо Интернет-ресурсы (картинки, видеофрагменты: 1) Единая образовательная коллекция цифровых ресурсов. Химия. Неорганическая химия. Металлы побочных подгрупп. Хром. Видеопыты. http://school-collection.edu.ru/ 2) Образовательная коллекция Химия для всех XXI Химические опыты со взрывами и без