| Хром обычно получают в виде сплава с железом (феррохром). Для этого хромит восстанавливают углем: | FeCr2O4 +4C –(t)àFe + 2Cr + 4CO |
| Относительно чистый хром получают методом алюмотермии: | 2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3 |
Соединения хрома.
Соединения хрома (II) проявляют преимущественно основные свойства, хрома (III) – амфотерные, соединения хрома (VI) – кислотные.
| +2 | +3 | +6 |
| CrO – основный оксид | Cr2O3 – амфотерный оксид | CrO3 – кислотный оксид |
| Cr(OH)2 – основание | Cr(OH)3 – амфотерный гидроксид | H2CrO4 –кислота хромовая H2Cr2O7 – кислота двухромовая |
| Соли – с кислотами: CrSO4 | Соли – с кислотами:CrCl3 Гидроксокомплексы: Na3[Cr(OH)6]. Хромиты: KCrO2 | Соли - с основаниями: Хроматы: Na2CrO4 Дихроматы: K2Cr2O7 |
Соединения хрома (II)
| Оксид хрома (II) CrO– основный оксид. | при обычной температуре устойчив на воздухе, выше 100°С окисляется: 4CrO + O2 = 2Cr2O3. |
| Гидроксид хрома (II) Cr(OH)2 –проявляет основные свойства, | медленно реагирует только с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего цвета: Cr(OH)2 + H2SO4 = CrSO4 + 2H2O. С разбавленными кислотами и щелочами не взаимодействует. Хороший восстановитель, легко окисляется кислородом воздуха: 4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3. Получается при взаимодействии солей хрома (II) со щелочами в отсутствии кислорода: CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 ¯+ 2NaCl. |
| Все соли хрома (II) – сильные восстановители | в растворах окисляются кислородом воздуха: 4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O |
Cоединения хрома (III).
У хрома степень окисления +3 является наиболее устойчивой.
| Оксид хрома (III) Cr2O3 – темно-зеленый порошок, в кристаллическом состоянии – черное с металлическим блеском вещество. Химически инертен. В воде, кислотах и щелочах не растворяется. С трудом растворяется в сильных кислотах при длительном нагревании. | Проявляет амфотерные свойства. При сплавлении с оксидами, гидроксидами и карбонатами щелочных металлов образует хромиты, проявляя кислотные свойства: Cr2O3 + 2KOH –(t)à2KCrO2 + H2O; Cr2O3 + Na2CO3 –(t)à2NaCrO2 + CO2. |
| Оксид хрома (III) получается при термическом разложении дихромата аммония: | (NH4)2Cr2O7 –(t)àCr2O3 + N2 + 4H2O |
| Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 – вещество серо-зелёного цвета. | Разлагается при температуре около 150°С: 2Cr(OH)3 –(t)àCr2O3 + 3H2O |
| Проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах: | 2Cr(OH)3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O; Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]. |
| Соли хрома (III): бывают двух видов: соли хрома (III) с кислотами и хромиты. Хромиты устойчивы в щелочной среде, в кислой разрушаются: Соли хрома (III) в щелочной среде образуют гидроксид хрома (III), который сразу растворяется, образуя гидроксокомплексы: | NaCrO2 + HCl + H2O = Cr(OH)3 + NaCl; в избытке кислоты: NaCrO2 + 4HCl = CrCl3 + NaCl + 2H2O. CrCl3 + 3KOH(нед) à Cr(OH)3 + 3KCl CrCl3 + 6KOH(изб) à K3[Cr(OH)6] + 3KCl |
Соединения хрома (VI)
|
|
| Оксид хрома (VI) CrO3 – темно-красное кристаллическое вещество. Гигроскопичен, расплывается на воздухе, малоустойчив, разлагается при нормальных условиях. | Проявляет кислотные свойства. Растворяется в воде, образуя хромовые кислоты: CrO3 + H2O = H2CrO4, 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7. с основаниями образует соли - хроматы: CrO3 + BaO = BaCrO4, CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O Очень сильный окислитель: 4CrO3 + 3C –(t)à2Cr2O3 + 3CO2; |
| Образуется при разложении хромата натрия серной кислотой при 200°С: | Na2CrO4 + 2H2SO4(конц) =CrO3 + 2NaHSO4 + H2O |
| Хромовые кислоты в свободном состоянии не выделены, в растворе проявляют свойства сильных кислот. | |
| Хроматы – соли хромовой кислоты – имеют в своем составе анион CrO42- и обладают желтой окраской, дихроматы - соли дихромовой кислоты – содержат анион Cr2O72- оранжевого цвета. Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислой. | Соли хрома (VI) – сильные окислители. В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III): K2Cr2O7+3(NH4)2S+H2O=2Cr(OH)3¯+3S¯+6NH3+2KOH в кислой - соли хрома (III): K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O; в щелочной – гидроксокомплекс: 2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 2KOH + 2H2O = 2K3[Cr(OH)6] + 3S¯ + 6NH3. |
|
|
Железо.
| Железо – d-элемент. Валентные электроны хрома имеют следующую конфигурацию: 3d64s2. | Железо по распространенности в природе занимает четвертое место, уступая лишь кислороду, кремнию и алюминию. Минералы железа: магнетит (магнитный железняк) Fe3O4, красный железняк Fe2O3, пирит FeS2. |
| Степени окисления: +2, +3, +6, (+8). Наиболее стабильная +3. | Железо имеет сероватый оттенок, обладает магнитными свойствами. |
Свойства железа.
| При нагревании на воздухе выше 200 °С железо взаимодействует с кислородом: | 3Fe + 2O2 = Fe3O4. |
| С неметаллами: | 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3,Fe+S =FeS. |
| В воде в присутствии кислорода железо медленно окисляется кислородом воздуха (корродирует): | 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3. |
| При температуре 700–900 °С раскаленное железо реагирует с водяным паром: | 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2. |
| Железо реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот, образуя соли железа (II): | Fe + 2HCl = FeCl2 + H2, Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2; |
| C разбавленной азотной кислотой образует нитрат железа (III): | Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O. |
| При обычных условиях концентрированные (до 70%) серная и азотная кислоты пассивируют железо. При нагревании возможно взаимодействие с образованием солей железа (III): | 2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 +3SO2 +6H2O, Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O. |
| Железо вытесняют металлы, которые расположены правее в электрохимическом ряду напряжений их растворов солей: | Fe + SnCl2 = FeCl2 + Sn, |
Соединения железа (II). Соединения железа со степень окисления железа +2 малоустойчивы и легко окисляются до производных железа (III).
|
|
| Оксид железа (II) – порошок черного цвета. Проявляет преимущественно основные свойства. | В воде не растворяется, растворяется в неокисляющих кислотах: FeO+2HCl = FeCl2+H2O. Проявляет восстановительные свойства: 3FeO + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O. |
| Получается в процессе восстановления оксида железа (III) водородом или оксидом углерода (II): | Fe2O3 + H2 = 2FeO + H2O, Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2. |
| Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 имеет серовато-зеленую окраску, в воде не растворяется. | При температуре выше 150 °С разлагается, быстро буреет вследствие окисления: 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3. Проявляет основные свойства, реагирует с неокисляющими кислотами: Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O. При взаимодействии с азотной или концентрированной серной кислотой образуются соли железа (III): 2Fe(OH)2 + 4H2SO4 = Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O. |
| Получается при взаимодействии солей железа (II) с раствором щелочи без доступа воздуха: | FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4. |
Соединения железа (III). Степень окисления +3 – устойчивая и наиболее характерна для железа.
| Оксид железа (III) Fe2O3 – вещество бурого цвета. Проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. Проявляет окислительные и восстановительные свойства. | Реагирует с кислотами: Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O С растворами щелочей не реагирует, но при сплавлении образует ферриты: Fe2O3 + 2NaOH(спл) = 2NaFeO2 + H2O При нагревании восстанавливается водородом или оксидом углерода (II): Fe2O3 + H2 = 2FeO + H2O Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2 |
| Получается при термическом разложении гидроксида железа (III) или окислением пирита: | 2Fe(OH)3 –(t)àFe2O3 + 3H2O 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 пирит |
| Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 –вещество бурого цвета. Как и оксид, проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. | Легко реагирует с кислотами: Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O При сплавлении со щелочами образует ферриты:Fe(OH)3+NaOH(спл)=NaFeO2+2H2O 2Fe(OH)3+Na2CO3(спл)=2NaFeO2+CO2+3H2O При нагревании разлагается: 2Fe(OH)3 –(t)àFe2O3 + H2O |
| Получается при взаимодействии солей железа (III) с растворами щелочей: | Fe2(SO4)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4 |
Качественная реакция на катион Fe2+ –взаимодействие с гексацианоферратом (III) калия (красной кровяной солью): FeSO4 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + K2SO4
осадок синего цвета
Качественная реакция на катион Fe3+ – взаимодействие с гексацианоферратом (II) калия (желтой кровяной солью): FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + 3KCl
осадок синего цвета