Что такое findslide.org?

FindSlide.org - это сайт презентаций, докладов, шаблонов в формате PowerPoint.

Для правообладателей

Обратная связь

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Яндекс.Метрика

Презентация на тему Хром

Содержание

ХРОМ
Учитель химии МБОУ лицей №1г. Волжский Волгоградская областьСолдатова Татьяна Михайловна.ХРОМ ХРОМ I. Исторические сведенияII. Хром – химический элемент:1.Положение хрома в периодической системехимических В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил название Французский химик Луи Николя Воклен родился в Сент-Андре-д'Эберто (Нормандия). Положение хрома в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома.периодгруппапорядковый номерCrметалл244VIB+244218валентные электроны131s22s22p64s13s23p63d 5Cr0 ─ Нахождение хрома в природеХром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %). Основные Физические свойстваПлотность 7,19 г/см3; t плавления 1890°С; t кипения 2480°С. Получение Из хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромита железа) получают феррохром восстановлением в электропечах Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:1) сплавляют хромит железа с С помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, Химические свойстваLi,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,AuCrCr++++H2SO4 (конц.),растворы При комнатной температуре хром химически мало активен из-за образования Cr0 + O20 = Cr2+3O3–2423Cr0 – 3e Cr0 + N20 = Cr+3N–3Cr0 – 3e → В раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды:2Cr + 3H2O = Cr2O3 Cr0 + H+1Cl = Cr+2Cl2 + В присутствии кислорода хром реагирует с растворами кислот c Концентрированные серная и азотная кислоты на холоду пассивируют хром Cr0 + H2S+6O4 → Cr2+3(SO4)3 + S+4O2 + H2OCr0 + HN+5O3 → Хром способен вытеснять многие металлы, например медь, олово, серебро и другие, из Cr + KClO3 + KOH Cr0 + KCl+5O3 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl–1 + H2OCr0 – Хром - постоянная составная часть растительных и животных организмов. Хром важный компонент во многих легированных сталях. Используется в качестве Соединения хромаСоединения хрома (II)Соединения хрома (III)Соединения хрома (VI)оксидгидроксидсолиоксидгидроксидсолисолигидроксидоксид Соединения хрома (II)CrOОксид хрома (II) – кристаллы черного цвета,имеет основный характер Составьте уравнение реакции оксида хрома (II) с соляной и серной Оксид хрома (II) – сильный восстановитель.Кислородом воздуха окисляется до оксида хрома (III)Составьте Cr(OH)2Гидроксид хрома (II) Гидроксид хрома (II) получают Гидроксид хрома (II) обладает основными свойствами.Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (II) с Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель.Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома (III) Соли хрома (II) Водные растворы солей хрома (II) получают без Cr+2Cl2 + O20 + HCl → Cr+3Cl3 + H2O–2Cr+2 – 1e → Cr+2Cl2 + HN+5O3 (к) →Cr+3(NO3)3 + N+4O2↑ + HCl↑ + H2O Соединения хрома (III)Cr2O3Оксид хрома () – тугоплавкий порошок темно-зеленого цвета.Получение. В лабораторных Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами При взаимодействии с кислотами образуются соли При сплавлении оксида хрома (III) с оксидами, гидроксидами и карбонатами щелочных и В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III)ведет себя как восстановитель:Cr2O3 + KOH + Cr2+3O3 + KOH + KMn+7O4 → K2Cr+6O4 + Mn+4O2 + H2O2Cr+3 – Cr2+3O3 + O20 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + CO2–22Cr+3 – Оксид хрома (III) – катализатор Каталитическое окисление этанола Окисление этилового спирта Гидроксид хрома (III)Cr(OH)3Получают гидроксид хрома (III) действиемрастворов щелочей или аммиака на растворы Лабораторный опыт № 2 Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на +H2SO4+NaOH Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами.При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]Cr(OH)3 + 3Na+ + 3OH– = 3Na+ + Соли хрома (III) Хроматы (III) устойчивы в щелочной среде. Они Сульфат хрома (III) образует двойные соли – хромовые квасцы.Из смешанного раствора сульфата Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительные так и восстановительные свойства.Рассмотрите эти K3[Cr+3(OH)6] + Br20 + KOH → K2Cr+6O4 + KBr– + H2O Cr+3 Cr+3Cl3 + H2O2–1 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl + H2O–2Cr+3 – Получают CrO3 действием избытка концентрированной серной кислоты CrO3 — кислотный оксид. С избытком воды образуется хромовая кислота H2CrO4CrO3 + Н2O CrO3 является сильным окислителем Например Если поместить оксид хрома на фарфоровую пластинку и капнуть на Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – Хромовая кислота — кристаллическое вещество красного цвета; выделена в свободном хроматы – соли хромовой кислоты устойчивы в щелочной среде, при подкислении переходят Лабораторный опыт № 3К раствору дихромата калия добавьте гидроксид калия.Как изменилась окраска? 2K2CrO4 + H2SO4(разб.) = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O K2Cr2O7 + Взаимопревращение хроматов и дихроматов Оксиду хрома (VI) соответствуют Соединения хрома (VI) – сильные окислители Cr2O72–Cr3+Cr(OH)3[Cr(OH)6]3–H+H2OOH–Cr2O72– + 14H+ + Окислительные свойства дихроматов Дихроматы, например дихромат калия K2Cr2O7 – сильные Zn + K2Cr2O7 + H2SO4 → ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O Zn0 + K2Cr2+6O7 + H2SO4 → Zn+2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 +H2O K2Cr2+6O7 + H2O + H2S–2 → S0 + Cr+3(OH)3 + K2Cr2+6O7 + S0 → K2S+6O4 + Cr2+3O3 K2Cr2O7 + S Дихромат калия (хромпик) широко применяется как окислительорганических соединений:3С2H5OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 Хроматы щелочных металлов плавятся без разложения, а дихроматы при высокой В ряду гидроксидов хрома различных степеней окисления Cr(ОН)2 — Cr(ОН)3 Степень окисления хромa +2 +3 Начала химии. Современный курс для поступающих в ВУЗы. – М.: 1Федеративная Книготорговая
Слайды презентации

Слайд 2 ХРОМ

ХРОМ

Слайд 3 I. Исторические сведения
II. Хром – химический элемент:
1.Положение

I. Исторические сведенияII. Хром – химический элемент:1.Положение хрома в периодической системехимических

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

В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил

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

Французский химик Луи Николя Воклен родился в Сент-Андре-д'Эберто (Нормандия).

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

Положение хрома в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома.периодгруппапорядковый номерCrметалл244VIB+244218валентные электроны131s22s22p64s13s23p63d 5Cr0

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

Нахождение хрома в природеХром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %).

(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;

Физические свойстваПлотность 7,19 г/см3; t плавления 1890°С; t кипения 2480°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

Получение Из хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромита железа) получают феррохром восстановлением в

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)

Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:1) сплавляют хромит железа

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

С помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в

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,

Химические свойстваLi,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,AuCrCr++++H2SO4 (конц.),растворы солей+ неметаллыО2растворы HCl, H2SO4H2O+щелочные расплавы окислителей+HNO3

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

При комнатной температуре хром химически мало активен из-за образования

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.

Составьте уравнения реакций
хрома с перечисленными неметаллами.

Рассмотрите данные реакции как
окислительно-восстановительные.


Слайд 15 Cr0 + O20 =

Cr0 + O20 = Cr2+3O3–2423Cr0 – 3e → Cr+3

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 =

Cr0 + N20 = Cr+3N–3Cr0 – 3e → Cr+3

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 раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды:
2Cr

В раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды:2Cr + 3H2O =

+ 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 реакций хрома c растворами соляной и серной кислот.
Рассмотрите данные реакции как окислительно-восстановительные.



Слайд 18 Cr0 + H+1Cl

Cr0 + H+1Cl = Cr+2Cl2 + H20Cr0 –

= 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

В присутствии кислорода хром реагирует с растворами кислот c

с растворами
кислот c образованием
солей хрома (III)
4Cr

+ 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O


Слайд 20 Концентрированные серная и азотная
кислоты на холоду

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоду пассивируют хром

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

Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные
Расставьте коэффициенты.
Назовите окислитель и восстановитель.


Слайд 21 Cr0 + H2S+6O4 → Cr2+3(SO4)3 + S+4O2 +

Cr0 + H2S+6O4 → Cr2+3(SO4)3 + S+4O2 + H2OCr0 + HN+5O3

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,

Хром способен вытеснять многие металлы, например медь, олово, серебро и другие,

серебро и другие, из растворов их солей:
Cr0 +

Cu+2SO4 → Cr+2SO4 + Cu0

Составьте уравнение реакции хрома 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

Cr + KClO3 + KOH K2CrO4 +

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 +

Cr0 + KCl+5O3 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl–1 + H2OCr0

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

Хром - постоянная составная часть растительных и животных организмов.

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

Хром важный компонент во многих легированных сталях. Используется в качестве

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

Соединения хромаСоединения хрома (II)Соединения хрома (III)Соединения хрома (VI)оксидгидроксидсолиоксидгидроксидсолисолигидроксидоксид

Слайд 28 Соединения хрома (II)
CrO
Оксид хрома (II) – кристаллы черного

Соединения хрома (II)CrOОксид хрома (II) – кристаллы черного цвета,имеет основный характер

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)

Составьте уравнение реакции оксида хрома (II) с соляной и серной

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

Оксид хрома (II) – сильный восстановитель.Кислородом воздуха окисляется до оксида хрома

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)

Cr(OH)2Гидроксид хрома (II) Гидроксид хрома (II) получают в виде

Гидроксид хрома (II) получают в виде желтого осадка действием

растворов 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

Гидроксид хрома (II) обладает основными свойствами.Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (II)

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

Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель.Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома

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

Соли хрома (II) Водные растворы солей хрома (II) получают без

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 +

Cr+2Cl2 + O20 + HCl → Cr+3Cl3 + H2O–2Cr+2 – 1e

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↑ +

Cr+2Cl2 + HN+5O3 (к) →Cr+3(NO3)3 + N+4O2↑ + HCl↑ + H2O

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

Соединения хрома (III)Cr2O3Оксид хрома () – тугоплавкий порошок темно-зеленого цвета.Получение. В

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) обладает амфотерными свойствами
При взаимодействии

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами При взаимодействии с кислотами образуются

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

При сплавлении оксида хрома (III) с оксидами, гидроксидами и карбонатами щелочных

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

В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III)ведет себя как восстановитель:Cr2O3 + KOH

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 +

Cr2+3O3 + KOH + KMn+7O4 → K2Cr+6O4 + Mn+4O2 + H2O2Cr+3

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

Cr2+3O3 + O20 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + CO2–22Cr+3 – 6e

+ 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)

Оксид хрома (III) – катализатор

– 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

Каталитическое окисление этанола Окисление этилового спирта кислородом воздуха

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

Слайд 45 Гидроксид хрома (III)
Cr(OH)3
Получают гидроксид хрома (III) действием
растворов щелочей

Гидроксид хрома (III)Cr(OH)3Получают гидроксид хрома (III) действиемрастворов щелочей или аммиака на

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

Лабораторный опыт № 2 Осадок, полученный в опыте № 1 разделите

№ 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

+H2SO4+NaOH Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части,

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

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами.При взаимодействии с кислотами образуются соли

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+ +

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]Cr(OH)3 + 3Na+ + 3OH– = 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

Соли хрома (III) Хроматы (III) устойчивы в щелочной среде. Они

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

Сульфат хрома (III) образует двойные соли – хромовые квасцы.Из смешанного раствора

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

Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительные так и восстановительные свойства.Рассмотрите

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 +

K3[Cr+3(OH)6] + Br20 + KOH → K2Cr+6O4 + KBr– + H2O

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

Слайд 54 Cr+3Cl3 + H2O2–1 + KOH → K2Cr+6O4 +

Cr+3Cl3 + H2O2–1 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl + H2O–2Cr+3

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


Слайд 55 Получают CrO3 действием избытка

Получают CrO3 действием избытка концентрированной серной кислоты

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

CrO3 — кислотный оксид. С избытком воды образуется хромовая кислота H2CrO4CrO3 +

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

CrO3 является сильным окислителем Например этанол, ацетон и


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

Если поместить оксид хрома на фарфоровую пластинку и капнуть на

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

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

кислоты –
хромовая Н2CrO4 и

дихромовая Н2Cr2O7


Слайд 60 Хромовая кислота — кристаллическое вещество красного

Хромовая кислота — кристаллическое вещество красного цвета; выделена в свободном

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

хроматы – соли хромовой кислоты устойчивы в щелочной среде, при подкислении

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

Лабораторный опыт № 3К раствору дихромата калия добавьте гидроксид калия.Как изменилась

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 +

2K2CrO4 + H2SO4(разб.) = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O K2Cr2O7 +

H2O
K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4

+ H2O

2K2CrO4 + 2HCl(разб.) = K2Cr2O7 + 2KCl + H2O

2K2CrO4 + H2O + CO2 = K2Cr2O7 + KHCO3


Слайд 64 Взаимопревращение хроматов и дихроматов

Взаимопревращение хроматов и дихроматов Оксиду хрома (VI) соответствуют две

Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н2CrO4

и дихромовая Н2Cr2O7, Хромат калия K2CrO4 и 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

Соединения хрома (VI) – сильные окислители Cr2O72–Cr3+Cr(OH)3[Cr(OH)6]3–H+H2OOH–Cr2O72– + 14H+ +

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

Окислительные свойства дихроматов Дихроматы, например дихромат калия K2Cr2O7 – сильные

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 +

Zn + K2Cr2O7 + H2SO4 → ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4

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 +

Zn0 + K2Cr2+6O7 + H2SO4 → Zn+2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4

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

Слайд 69 K2Cr2+6O7 + H2O + H2S–2 →

K2Cr2+6O7 + H2O + H2S–2 → S0 + Cr+3(OH)3 + KOH

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

Слайд 70 K2Cr2+6O7 + S0 → K2S+6O4 + Cr2+3O3

K2Cr2+6O7 + S0 → K2S+6O4 + Cr2+3O3 K2Cr2O7 + S =


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

Слайд 71 Дихромат калия (хромпик) широко применяется как окислитель
органических соединений:
3С2H5OH

Дихромат калия (хромпик) широко применяется как окислительорганических соединений:3С2H5OH + K2Cr2O7 +

+ K2Cr2O7 + 4H2SO4 CH3– CHO +

Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

3С3H7OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 3CH3– C–CH3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
║
O


Слайд 72 Хроматы щелочных металлов плавятся без разложения,

Хроматы щелочных металлов плавятся без разложения, а дихроматы при высокой

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

В ряду гидроксидов хрома различных степеней окисления Cr(ОН)2 — Cr(ОН)3

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

Степень окисления хромa +2 +3 +6Оксид

+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


  • Имя файла: hrom.pptx
  • Количество просмотров: 159
  • Количество скачиваний: 0
- Предыдущая Роль семьи в формировании здорового образа жизни
Следующая - Внеклассное мероприятие

Похожие презентации

Классификация органических соединений Классификация органических соединений 143
Флюорит Флюорит 187
Соли Соли 122
Белки, состав, структура, функции Белки, состав, структура, функции 148
Презентация по химии на тему: Судың химиялық қасиеттері Презентация по химии на тему: Судың химиялық қасиеттері 243
Химический состав клетки Химический состав клетки 138
Презентация по химии на тему: Кетоны Презентация по химии на тему: Кетоны 163
Урок Соли Урок Соли 131
Металлические кристаллические решетки - материалы Металлические кристаллические решетки - материалы 150
История появления стекла и все сведения о нем История появления стекла и все сведения о нем 163
Основные классы неорганических соединений Основные классы неорганических соединений 176
Вода – самое удивительное вещество Вода – самое удивительное вещество 159
Заттардың агрегаттық күйлері Заттардың агрегаттық күйлері 152
Презентация по химии на тему Неорганические и органические полимеры Презентация по химии на тему Неорганические и органические полимеры 186
Начало химии Начало химии 150
Витамины Витамины 214
Діопсид силікати Діопсид силікати 121
Реакции замещения Реакции замещения 161
Природные источники углеводородов Природные источники углеводородов 126
Презентация по химии на тему Степень окисления Презентация по химии на тему Степень окисления 163
Определение качества воды в школьной лаборатории Определение качества воды в школьной лаборатории 171
Химическая промышленность и человек Химическая промышленность и человек 131
122
Пить или не пить газированные напитки? Пить или не пить газированные напитки? 180
Презентация по химии на тему: Степень окисления Презентация по химии на тему: Степень окисления 150
Карбон Карбон 176
Особенности гигиенического нормирования экзогенных химических веществ в воде водоемов Особенности гигиенического нормирования экзогенных химических веществ в воде водоемов 126
Характеристика элементов VI-В группы. Хром Характеристика элементов VI-В группы. Хром 132
Презентация Строение электронных оболочек атомов 8 класс Презентация Строение электронных оболочек атомов 8 класс 189
Оксиды. Основания. Кислоты Оксиды. Основания. Кислоты 184