Химические

Хромовый ангидрид. Хромовые кислоты. Соли хромовых кислот.

Хромовый ангидрид — очень сильный окислитель. Реакции его с некоторыми органическими веществами в присутствии серной кислоты протекают со взрывом:

8 СrО3 + 3 СН3СОСН3 + 12 Н2SО4 = 4 Сr2(SО4)з + 9 СО2 + 9 Н2О

Хромовый ангидрид можно получить действием концентрированной серной кислоты на сухие хроматы или дихроматы:

K2CrO4 + H2SO4 = K2SO4 + CrO3 + H2O

K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + 2 CrO3 + H2O

Хромовый ангидрид применяется как окислитель при различных органических синтезах.

Соли щелочных металлов и аммония хромовых кислот хорошо растворимы в воде. Соли других металлов растворяются трудно. Дихромат калия К2Сг2О7, (хромпик) широко применяется как окислитель в лабораторной практике и химической технологии. Действие хроматов и дихроматов как окислителей проявляется в кислой среде:

К2Сг2О7 + 6 FеSO4 + 7 Н2SO4 = К2SО4 + Сr2(SO4)3 + 3 Fе2(SO4)3 +

+ 7 Н2О

При прибавлении раствора железного купороса к раствору дихромата калия оранжевая окраска исчезает и появляется зеленая, обусловленная образованием гидратированных ионов Сг3+.

Бромиды и иодиды окисляются дихроматом калия до свободных галогенов:

К2Сr2О7 + 6 КI + 7 Н2SO4 = Сr2(SO4)3 + 3I2 + 4 К2SO4 + 7 Н2О

При взаимодействии дихромата калия с иодоводородной и бромоводородной кислотами подкислять раствор не требуется, так как необходимую кислотность создают сами восстановители, которые являются сильными кислотами:

К2Сr2О7 + 14 НВr = 2 КВr + 2 СrВr3 + 3 Вr2 + 7 Н2О

Выделяющийся иод или бром маскирует переход оранжевой окраски раствора в зеленую.

В аналитической химии реакция окисления хроматом или дихроатом калия различных ионов используется для их определения. Этот метод анализа называется хроматометрией.

Раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте называется хромовой смесью и используется в лабораторной практике для мытья посуды. Он легко удаляет жир с поверхности стекла, окисляя его образующимся хромовым ангидридом и смывая концентрированной серной кислотой.

Хромовая кислота — кристаллическое вещество красного цвета. Окрашивает раствор в жёлтый цвет. Выделена в свободном состоянии при охлаждении насыщенных водных растворов хромата. Химическая формула H₂CrO₄.

Свойства

Хромовая кислота — электролит средней силы. Изополихромовые кислоты существуют в водных растворах, окрашенных в красный цвет. Соли хромовой кислоты являются сильными окислителями, ядовиты. В хромовой кислоте степень окисления хрома равна +6. Хром, как и большинство переходных металлов, может существовать в нескольких степенях окисления. Степень окисления +6 самая высокая для хрома; степень окисления +3 является наиболее стабильной, степень окисления +2 также. Реагирует с основными оксидами и гидроксидами натрия и калия, например амфотерные оксиды и гидроксид цинка с гидроксидом алюминияв ее присутствии или в реакции с хромовой кислотой поведут себя как слабые основания. Продукты реакции — вода и хроматы металлов. Хромовой кислоте соответствуют соли — хроматы, изополихромовым кислотам — изополихроматы (также дихроматы, изополисоединения).

Получение[править | править вики-текст]

·

· При кипении

·

Применение

Растворы хромовой кислоты используют при электролитическом хромировании и получении хрома электролизом. Хромовая кислота является промежуточным веществом при хромировании, а также используется в керамической мураве и в цветных композициях стекла. Поскольку раствор хромовой кислоты в серной (также известная как «сульфохромовая кислота») является мощным окислителем, эта смесь может быть использована для очистки лабораторной посуды, или для растворения нерастворимых органических остатков.

Хромовую кислоту используют для производства:

· металлического хрома высокой чистоты,

· катализаторов,

· электролитического хрома,

· сверхтвердых материалов,

· в производстве литья в составе формовочных и стержневых смесей,

· для процессов хромирования, хроматирования и пассивирования,

· для процессов травления.

Хромовый ангидрид и хромовые кислоты — соединения, в которых хром содержится в высшем валентном состоянии: +6. Триоксид хрома СгО3 — кислотный оксид, который взаимодействует с водой, основными оксидами и основаниями:

· СrО3 + Н2О = Н2СrO4

· 2 СrО3 + Н2О = Н2Сr2О7

· СrО3 + СаО = СаСrО4

· СrО3 + 2 КОН = К2СrО4 + Н2О

· Хромовый ангидрид может образовывать как хромовую, так и двухромовую кислоты и их соли. Состояние равновесия

· 2 СrО42- + 2 Н+U 2 НСrО-U Cr2О72- + Н2О

· зависит от кислотности среды: в кислом растворе основная масса хрома находится в виде дихромата, а в щелочном, где концентрация ионов водорода очень мала, — в виде хромата.

· Хромовый ангидрид — очень сильный окислитель. Реакции его с некоторыми органическими веществами в присутствии серной кислоты протекают со взрывом:

· 8 СrО3 + 3 СН3СОСН3 + 12 Н2SО4 = 4 Сr2(SО4)з + 9 СО2 + 9 Н2О

· Хромовый ангидрид можно получить действием концентрированной серной кислоты на сухие хроматы или дихроматы:

· K2CrO4 + H2SO4 = K2SO4 + CrO3 + H2O

· K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + 2 CrO3 + H2O

· Хромовый ангидрид применяется как окислитель при различных органических синтезах.

· Соли щелочных металлов и аммония хромовых кислот хорошо растворимы в воде. Соли других металлов растворяются трудно. Дихромат калия К2Сг2О7, (хромпик) широко применяется как окислитель в лабораторной практике и химической технологии. Действие хроматов и дихроматов как окислителей проявляется в кислой среде:

· К2Сг2О7 + 6 FеSO4 + 7 Н2SO4 = К2SО4 + Сr2(SO4)3 + 3 Fе2(SO4)3 +

· + 7 Н2О

· При прибавлении раствора железного купороса к раствору дихромата калия оранжевая окраска исчезает и появляется зеленая, обусловленная образованием гидратированных ионов Сг3+.

· Бромиды и иодиды окисляются дихроматом калия до свободных галогенов:

· К2Сr2О7 + 6 КI + 7 Н2SO4 = Сr2(SO4)3 + 3I2 + 4 К2SO4 + 7 Н2О

· При взаимодействии дихромата калия с иодоводородной и бромоводородной кислотами подкислять раствор не требуется, так как необходимую кислотность создают сами восстановители, которые являются сильными кислотами:

· К2Сr2О7 + 14 НВr = 2 КВr + 2 СrВr3 + 3 Вr2 + 7 Н2О

· Выделяющийся иод или бром маскирует переход оранжевой окраски раствора в зеленую.

· В аналитической химии реакция окисления хроматом или дихроатом калия различных ионов используется для их определения. Этот метод анализа называется хроматометрией.

· Раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте называется хромовой смесью и используется в лабораторной практике для мытья посуды. Он легко удаляет жир с поверхности стекла, окисляя его образующимся хромовым ангидридом и смывая концентрированной серной кислотой.

Чистый хром — очень твердый тугоплавкий металл голубовато-серебристого цвета. Имеет самую большую твердость из всех применяемых в промышленности металлов. Т. пл. 1890°С, плотность 7,19 г/см.

При образовании соединений с другими элементами хром может использовать от 1 до 6 валентных электронов. Наибольшую устойчивость и практическую значимость имеют соединения, в которых атомы Сг находятся в степенях окисления +2, +3, +6.

С повышением степени окисления атомов Сг в оксидах и гидроксидах их основный характер ослабевает,а кислотный — усиливается. В этом же направлении происходит замена восстановительной активности на окислительную.

1. Алюминотермический: Сr₂O₃ + 2Al = Аl₂O₃ + 2Сr

2. Силикотермический: 2Сr₂O₃ + 3Si = 3SiO₂ + 4Cr

3. Электролитический: 2CrCl₃ = 2Сr + 3Cl₂

Поверхностная оксидная пленка является причиной инертности хрома при обычной температуре, благодаря чему этот металл не подвергается атмосферной коррозии (в отличие от железа).

При нагревании хром проявляет свойства довольно активного металла, что соответствует его положению в электрохимическом ряду напряжений.

СrO — оксид хрома (II). Твердое черное вещество, н. р. в Н₂O.

1) медленное окисление хрома, растворенного в ртути

2Сr + O₂ = 2СrO

2) обезвоживание Сr(ОН)₂ в восстановительной атмосфере:

Сr(ОН)₂ = СrO + H₂O

СrO — неустойчивое вещество, легко окисляется при небольшом нагревании до Сr₂O₃; при более высоких Т диспропорционирует:

3СrО = Сr + Сr₂O₃

СrO — типичный основный оксид, проявляет характерные для этого класса свойства. Реакции необходимо проводить в восстановительной среде.

Сr(OН)₂ — гидроксид хрома (II) твердое желтое вещество, н. р. в Н₂O.

Получают обменными реакциями из солей Сr²⁺:

CrCl₂ + 2NaOH = Сr(ОН)₂ + 2NaCl

Неустойчивое вещество, разлагается при нагревании; на воздухе быстро окисляется с образованием зеленого гидроксида хрома (III);

4Сr(ОН)₂ + O₂ + 2Н₂O = 4Сr(ОН)₃

желтый → зеленый

Наиболее важные: CrCl₂, CrSO₄, (СН₃СОО)₂Сr. Гидратированный ион Сr²⁺ имеет бледно-голубую окраску.

1. Сr + неметалл (S, Hal₂)

Сr + 2HCl(r) = CrCl₂ + Н₂

2. Восстановление солей Сr³⁺:

2СrСl₃ + Н₂ = 2CrCl₂ + 2HCl

1. Соли Сr²⁺ — сильные восстановители, так как очень легко окисляются до солей Сr³⁺

4CrCl₂ + 4HCl + O₂ = 4СrСl₃ + 2Н₂О

2. Раствор CrSO₄ в разбавленной H₂SO₄ - превосходный поглотитель кислорода:

4CrSO₄ + O₂ + 2H₂SO₄ = 2Cr₂(SO₄)₃ + 2Н₂О

3. С аммиаком соли Сr²⁺ образуют комплексные соли — аммиакаты:

CrCl₂ + 6NH₃ = [Cr(NH₃)₆]Cl₂

Для Сr²⁺ характерно образование двойных сульфатов, например: K₂Cr(SO₄)₂• 6Н₂O

Сr₂О₃ — оксид хрома (III), важнейшее природное соединение хрома. Сr₂О₃, полученный химическими методами, представляет собой темно-зеленый порошок.

1. Синтез из простых веществ:

4Сr + 3O₂ = 2Сr₂О₃

2. Термическое разложение гидроксида хрома (III) или дихромата аммония:

2Сr(ОН)₃ = Сr₂O₃ + 3Н₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ = Сr₂O₃ + N₂ + 4Н₂O

3. Восстановление дихроматов углеродом или серой:

К₂Сr₂O₇ + S = Сr₂O₃ + K₂SO₄

Сr₂O₃ используется для изготовления краски «хромовая зеленая», обладающей термо- и влагоустойчивостью.

Сr₂O₃ — типичный амфотерный оксид

В порошкообразном виде реагирует с сильными кислотами и сильными щелочами, в кристаллическом виде — химически инертное вещество.

К наиболее практически важным реакциям относятся следующие:

1. Восстановление с целью получения металлического хрома:

Сr₂O₃ + 2Al = 2Сr + Аl₂O₃

2. Сплавление с оксидами и карбонатами активных металлов:

Сr₂O₃ + МgО = Мg(СrO₂)₂

Сr₂O₃ + Na₂CO₃ = 2NaCrO₂ + CO₂

Образующиеся метахромиты являются производными метахромистой кислоты НСrO₂.

3. Получение хлорида хрома (III):

Сr₂O₃ + ЗС + 3Cl₂ = 2СrСl₃ + ЗСО

Сr₂O₃ + ЗССl₄ = 2СrСl₃ + ЗСОСl₂

Образуется в виде синевато-серого осадка при действии щелочей на соли Сr³⁺:

СrСl₃ + 3NaOH = Сr(ОН)₃ + 3NaCl

Практически нерастворимый в воде гидроксид может существовать в виде коллоидных растворов.

В твердом состоянии гидроксид хрома (III) имеет переменный состав Сr₂O₃• nН₂O. Теряя молекулу воды, Сr(ОН)₃ превращается в метагидроксид СrО(ОН).

>Сr(ОН)₃ — амфотерный гидроксид, способный растворяться как в кислотах, так и в щелочах:

Cr(OH)₃ + 3HCl = СrСl₃ + ЗН₂O

Сr(ОН)₃ + ЗН⁺ = Сr³⁺ + ЗН₂O

Сr(ОН)₃ + 3NaOH = Na₃(Cr(OH)₆]

Сr(ОН)₃ + ЗОН^- = [Cr(OH)₆]^3-_{гексагидроксохромитанион}

При сплавлении с твердыми щелочами образуются метахромиты:

Сr(ОН)₃ + NaOH = NaCrO₂ + 2Н₂O

Растворением осадка Сr(ОН)₃ в кислотах получают нитрат Cr(NO₃)₃, хлорид СrСl₃, сульфат Cr₂(SO₄)₃ и другие соли. В твердом состоянии чаще всего содержат в составе молекул кристаллизационную воду, от количества которой зависит окраска соли.

Самой распространенной является двойная соль КСr(SO₄)₂• 12H₂O - хромокалиевые квасцы (сине-фиолетовые кристаллы).

Хромиты, или хроматы (III) — соли, содержащие Сr³⁺ в составе аниона. Безводные хромиты получают сплавлением Сr₂O₃ с оксидами двухвалентных металлов:

Сr₂O₃ + МеО = Ме(СrO₂)₂ метахромиты

В водных растворах хромиты существуют в виде гидроксокомплексов.

К наиболее характерным свойствам солей Cr(III) относятся следующие:

1. Осаждение катиона Сг³⁺ под действием щелочей:

Сr³⁺ + ЗОН^- = Сr(ОН)₃

Характерный цвет осадка и его способность растворяться в избытке щелочи используется для отличия ионов Сг³⁺ от других катионов.

2. Легкая гидролизуемость в водных растворах, обусловливающая сильнокислый характер среды:

Сr³⁺ + Н₂O = СrОН²⁺ + Н⁺

Соли Сr (III) с анионами слабых и летучих кислот в водных растворах не существуют; так как подвергаются необратимому гидролизу, например:

Cr₂S₃ + 6Н₂O = 2Сr(ОН)₃ + 3H₂S

3. Окислительно-восстановительная активность:

4. Способность к образованию комплексных соединений - аммиакатов и аквакомплексов, например:

СrСl₃ + 6NH₃ = [Cr(NH₃)₆]Cl₃

Кристаллическое вещество темно-красного цвета, очень гигроскопичное, легко растворимое в воде. Основной способ получения:

К₂Сr₂O_7(кр.) + H₂SO₄ = 2CrO₃ + K₂SO₄ + Н₂O

СrО₃ — кислотный оксид, активно взаимодействует с водой и щелочами, образуя хромовые кислоты и хроматы.

Хромовый ангидрид — чрезвычайно энергичный окислитель. Например, этанол воспламеняется при соприкосновении с СrO₃:

С₂Н₆ОН + 4СrO₃ = 2CO₂ + ЗН₂O + 2Сr₂O₃

Продуктом восстановления хромового ангидрида, как правило, является Сr₂O₃.

При растворении CrO₃ в воде образуются 2 кислоты:

CrO₃ + Н₂O = Н₂СrO₄ хромовая

2CrO₃ + Н₂O = Н₂Сr₂O₇ дихромовая

Обе кислоты существуют только в водных растворах. Между ними устанавливается равновесие:

2Н₂СrO₄ = Н₂Сr₂O₇ + Н₂O

Обе кислоты очень сильные, по первой ступени диссоциированы практически полностью:

Н₂СrO₄ = Н⁺ + НCrO₄^-

Н₂Сr₂O₇ = Н⁺ + НСr₂O₇^-

Хроматы (VI) — соли, содержащие анионы хромовой кислоты CrO₄^2-. Почти все имеют желтую окраску (реже — красную). В воде хорошо растворяются только хроматы щелочных металлов и аммония. Хроматы тяжелых металлов н. р. в Н₂O. Наиболее распространены: Na₂CrO₄, К₂CrO₄, РЬCrO₄ (желтый крон).

1. Сплавление CrO₃ с основными оксидами, основаниями:

CrO₃ + 2NaOH = Na₂CrO₄ + Н₂O

2. Окисление соединений Cr(III) в присутствии щелочей:

2К₃[Сr(ОН)₆]+ ЗВr₂+ 4КОН = 2К₂СrO₄ + 6КВr + 8Н₂O

3. Сплавление Сr₂O₃ со щелочами в присутствии окислителя:

Сr₂О₃ + 4КOН + КClO₃ = 2К₂СrO₄ + KCl + 2Н₂O

Хроматы существуют только в разбавленных щелочных растворах, которые имеют желтую окраску, характерную для анионов СrO₄^2-. При подкислении раствора эти анионы превращаются в оранжевые дихромат-анионы:

2СrO₄^2- + 2Н⁺ = Сr₂O₇^2- + Н₂O Это равновесие мгновенно сдвигается в ту или иную сторону при изменении рН растворов.

Хроматы — сильные окислители.

При нагревании хроматы тяжелых металлов разлагаются; например:

4Нg₂СrO₄ = 2Сr₂O₃ + 8Нg + 5O₂

Дихроматы (VI) — соли, содержащие анионы дихромовой кислоты Сr₂O₇^2-

В отличие от монохроматов имеют оранжево-красную окраску и обладают значительно лучшей растворимостью в воде. Наиболее важные дихроматы — К₂Сr₂O₇, Na₂Cr₂O₇, (NH₄)₂Cr₂O₇.

Их получают из соответствующих хроматов под действием кислот, даже очень слабых, например:

2Na₂CrO₄ + 2СO₂ + Н₂O → Na₂Cr₂O₇ + 2NaHCO₃

Водные растворы дихроматов имеют кислую среду вследствие устанавливаемого равновесия с хроматанионами (см. выше). Окислительные свойства дихроматов наиболее сильно проявляются в подкисленных растворах:

Сr₂O₇^2- + 14Н⁺ + 6e^- = 2Сr³⁺ + 7Н₂O

При добавлении восстановителей к кислым растворам дихроматов окраска резко изменяется от оранжевой до зеленой, характерной для соединений Сг³⁺.

Дата добавления: 2015-08-31