Cr2o3 какие свойства проявляет
Элемент хром расположен в четвертом периоде и побочной подгруппе VI группы Периодической системы. Атом хрома имеет электронную конфигурацию $1s^22s^22p^63s^23p^63d^54s^1$. Обратите внимание на провал электрона: подобно другим элементам шестой группы в соединениях хром проявляет максимальную степень окисления +6, однако наиболее устойчив в более низкой степени окисления +3.
Элемент хром был обнаружен в природном минерале в конце XVIII века. Тогда же были получены его соли, яркая и разнообразная окраска которых и объясняет данное элементу название – оно происходит от греческого слова “chroma” – цвет, краска.
Нахождение в природе и получение
В природе встречается преимущественно в виде двойного оксида – хромистого железняка $FeCr_2O_4$, переработкой которого и получают металл. Восстановление хромистого железняка углем в электрических дуговых печах приводит к феррохрому – сплаву железа и хрома:
$FeCr_2O_4 + 4C xrightarrow[]{t, ^circ C} Fe + 2Cr + 4CO$
Содержание хрома в нем может достигать 70%. Феррохром используют для производства хромированной стали. Металл не содержащий железа получают восстановлением оксида алюминием:
$Cr_2O_3 + 2Al xrightarrow[]{t, ^circ C} Al_2O_3 + 2Cr$
Метод алюмотермии был разработан в конце XIX века как раз для производства хрома. Наиболее чистый хром получают электролизом растворов.
Физические свойства
В свободном виде хром – довольно тяжелый серебристо-белый тугоплавкий (т. пл. $1875^0C$, т. кип. $2680^0C$) металл, обладающий высокой твердостью – он царапает стекло. Чистый хром пластичен, однако даже незначительные примеси кислорода, азота и углерода делают его хрупким. Такой металл при ударе молотком легко раскалывается. Значительное влияние даже ничтожного количества примесей на физические свойства характерно и для большинства других переходных металлов.
Химические свойства хрома
При комнатной температуре хром малоактивен. В отличие от железа он не окисляется и не тускнеет даже при хранении на влажном воздухе и в воде. С этим качеством хрома связано его использование в борьбе с коррозией железа. Металлический хром используют в виде хромированного покрытия или добавляют при производстве нержавеющей стали. Лишь раскаленный до высокой температуры хром сгорает в кислороде с образованием темно-зеленого порошка оксида хрома(III):
$4Cr + 3O_2 = 2Cr_2O_3$
. Выше 600°C хром реагирует с хлором и бромом, также давая соединения хрома(III).
Хотя в ряду напряжений хром расположен левее водорода, он не окисляется даже на влажном воздухе благодаря образованию на поверхности тонкой прозрачной пленки оксида. В разбавленных кислотах хром растворяется, образуя красивые ярко-синие растворы солей хрома(II), устойчивые лишь в отсутствие кислорода воздуха:
$Cr + 2HCl = CrCl_2 + H_2$
В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):
$4Cr + 12HCl + 3O_2 = 4CrCl_3 + 6H_2O$
При комнатной температуре хром не реагирует с концентрированными растворами кислот-окислителей – серной и азотной. При нагревании с этими кислотами образуются соли хрома(III):
$2Cr + 6H2SO_{4textrm{(конц.)}} xrightarrow[]{t, ^circ C} Cr_2(SO_4)_3 + underline{3SO_2uparrow} + 6H_2O$
$Cr + 6HNO_{3textrm{(конц.)}} xrightarrow[]{t, ^circ C} Cr(NO_3)_3 + underline{3NO_2uparrow} + 3H_2O$
Подобно многим другим переходным металлам хром образует несколько рядов соединений, отвечающих различным степеням окисления.
СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА(II)
Ярко-синие растворы солей хрома(II), образующиеся при растворении металла с разбавленных кислотах в атмосфере азота, на воздухе мгновенно окисляются до хрома(III), что сопровождается изменением окраски на серо-фиолетовую или зеленую:
$4CrCl_2 + O_2 + 4HCl = 4CrCl_3 + 2H_2O$
Cr2+ – e– -> Cr3+ |1 4| окисление, $CrCl_2$– восстановитель за счет Cr2+
O20 + 4e– -> 2O2– |4 1| восстановление, O20 – окислитель
$4Cr^{2+} + O_2^0 = 4Cr^{3+} + 2O^{2–}$
Это свидетельствует о том, что хром в степени окисления +2 является сильным восстановителем.
При действии на соли хрома(II) растворами щелочей выпадает желтый осадок гидроксида, не реагирующий с избытком щелочи, то есть проявляющий основные свойства:
$CrCl_2 + 2NaOH = Cr(OH)_2downarrow+ 2NaCl$
Соответствующий ему оксид CrO также является основным.
Соединения хрома(III)
Одно из важнейших соединений хрома(III) – оксид $Cr_2O_3$ – представляет собой темно-зеленый порошок, нерастворимый в воде. В природе он встречается в виде минерала хромовой охры. На основе этого вещества изготавливают полировальные пасты.
Оксид и гидроксид хрома(III) реагируют как с кислотами, так и с щелочами, что доказывает их амфотерность. При растворении гидроксида хрома в кислотах образуются соли хрома(III) окрашенные в темно-зеленый или в фиолетовый цвет:
$2Cr(OH)_3 + 3H_2SO_4 = Cr_2(SO_4)_3 + 6H_2O$
Из фиолетового раствора, полученного добавлением к раствору сульфата хрома(III) сульфата калия на холоду кристаллизуются темно-фиолетовые октаэдрические кристаллы хромокалиевых квасцов $KCr(SO_4)_2cdot12H_2O$ – двойного сульфата хрома-калия. Раньше их использовали для выделки кож. При действии на раствор хромокалиевых квасцов ортофосфата аммония выпадает зеленый осадок фосфата хрома(III) $CrPO_4$. Соли хрома(III) и слабых кислот – сероводородной, угольной, сернистой, кремниевой – не удается осадить из водных растворов вследствие полного необратимого гидролиза. Если к зеленому раствору хлорида хрома(III) прибавить раствор сульфида натрия наблюдается выделение сероводорода и выпадение серо-зеленого осадка гидроксида:
$2CrCl_3 + 3Na_2S + 6H_2O = 2Cr(OH)_3downarrow + 6NaCl + 3H_2Suparrow$
При растворении гидроксида хрома(III) в щелочах образуются изумрудно-зеленые растворы хромитов:
$Cr(OH)_3 + 3KOH _{textrm{(водн.)}} = K_3[Cr(OH)_6]$
Сплавлением оксида хрома(III) с щелочами или карбонатами щелочных металлов получают хромиты другого состава, например, $NaCrO_2$:
$Cr_2O_3 + 2NaOH xrightarrow[]{t, ^circ C} 2NaCrO_2 + H_2O$
$Cr_2O_3 + Na_2CO_3 xrightarrow[]{t, ^circ C} 2NaCrO_2 + CO_2$
При действии кислот хромиты разрушаются:
при недостатке кислоты превращаясь в гидроксид хрома(III) $NaCrO_2 + HCl + H_2O = Cr(OH)_3downarrow + NaCl$
в избытке кислоты образуя соли $NaCrO_2 + 4HCl = CrCl_3 + NaCl + 2H_2O$
Степень окисления +3 для хрома наиболее устойчива, поэтому соединения хрома(III) могут быть восстановлены до хрома(II) лишь под действием сильных восстановителей:
$2CrCl_3 + Zn = 2CrCl_2 + ZnCl2$
Сильные окислители, например, пероксид водорода или бром в щелочной среде переводят соединения хрома(III) в соединения хрома(VI):
$2Cr(OH)_3 + 3Br_2 + 10NaOH = 2Na_2CrO_4 + 6NaBr + 8H_2O$
О протекании реакции свидетельствует появление желтого окрашивания раствора. Хроматы – это соли хромовой кислоты $H_2CrO_4$, известной лишь в разбавленных водных растворах.
СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА(VI)
Хромат-ионы $CrO_4^{2-}$ устойчивы лишь в щелочной среде, а при подкислении переходят в оранжевые бихроматы, соли двухромовой кислоты $H_2Cr_2O_7$:
$2CrO_4^{2-}+ 2H^+ leftrightarrow Cr_2O_7^{2–} + H_2O$
Реакция обратима, поэтому при добавлении щелочи желтая окраска хромата восстанавливается:
$Cr_2O_7^{2–} + 2OH^- leftrightarrow 2CrO_4^{2-}+ H_2O$
$textrm{оранжевый} Leftrightarrow textrm{желтый}$
$Cr_2O_7^{2–} xrightarrow [OH^-]{H^+}CrO_4^{2-}$
$textrm{дихромат} Leftrightarrow textrm{хромат}$
Добавление к раствору бихромата калия $K_2Cr_2O_7$ концентрированной серной кислоты приводит к выделению ярко-красного осадка хромового ангидрида $CrO_3$:
$Na_2Cr_2O_7 + 2H_2SO_{4textrm{(конц.)}}= 2NaHSO_4 + 2CrO_3 + H_2O$
Оксид хрома(VI) является кислотным оксидом: с водой образует соответствующие кислоты:
$CrO_3 + H_2O = H_2CrO_4$
$2CrO_3 + H_2O = H_2Cr_2O_7$
Как типичный кислотный оксид $CrO_3$ реагирует с щелочами и основными оксидами с образованием хроматов:
$CrO_3 + BaO = BaCrO_4$
$CrO_3 + 2NaOH = Na_2CrO_4 + H_2O$
Соединения хрома(VI) – сильные окислители. Хромовый ангидрид воспламеняет этиловый спирт, легко окисляет многие органические вещества. Раствор бихромата калия в крепкой серной кислоте называют хромовой смесью. Ее часто применяют в химических лабораториях для мытья посуды. Благодаря входящему в ее состав бихромату хромовая смесь проявляет сильные окислительные свойства. Убедимся в этом на опыте. Пропустим через хромовую смесь сероводород. Оранжевая окраска раствора быстро сменяется на темно-зеленую, наблюдается выпадение осадка серы:
$3H_2S + K_2Cr_2O_7 + 4H2SO4 = 3S + Cr_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + 7H_2O$
Бихроматы проявляют окислительные свойства не только в растворах, но и в твердом виде. Так, при спекании с серой или углем они восстанавливаются:
$Na_2Cr_2O_7 + S xrightarrow[]{t, ^circ C}Na_2SO_4 + Cr_2O_3$
Эти реакции используют для получения оксида хрома(III).
Хроматы и бихроматы некоторых металлов используют в качестве желтых, красных и оранжевых пигментов.
Генетический ряд хрома
Изучение химии соединений хрома в различных степенях окисления позволяет проследить закономерности изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в ряду Cr(II) – Cr(III) – Cr(VI).
Запомнить! Оксид и гидроксид хрома(II) обладают основными свойствами, соединения хрома (III) амфотерны, а хрома(VI) – кислотные.
Соединения хрома(II) – типичные восстановители, а соединения хрома в высшей степени окисления – типичные окислители. Для соединений хрома(III) характерны и окислительные, и восстановительные свойства.
| Cr(II) | Cr(III) | Cr(VI) |
|---|---|---|
| CrO | $Cr_2O_3$ | $CrO_3$ |
| $ Cr(OH)_2$ | $Cr(OH)_3$ | $ H_2CrO_4, H_2Cr_2O_7$ |
Соли – с кислотами $Cr^{2+}$ | Соли – с кислотами $Cr^{3+}$ Гидроксокомплексы: $[Cr(OH)_6]^{3-}$ | Хроматы $Na_2CrO_4$ Дихроматы $K_2Cr_2O_7$ |
| основный характер | амфотерный характер | кислотный характер |
| типичные восстановители | могут проявлять и окислительные и восстановительные свойства | типичные окислители |
$xrightarrow[]{textrm{кислотные свойства возрастают}}$ | ||
$xleftarrow[]{textrm{ восстановительные свойства возрастают}}$ | ||
Восстановительные свойства хрома(II) ярче всего проявляются в кислой среде, а окислительные свойства хрома(VI) – в щелочной.
Все соединения хрома, особенно в высшей степени окисления, ядовиты!
Источник
| Оксид хрома (III) | |
|---|---|
 | |
 | |
| Систематическое наименование | Оксид хрома (III), эсколаит |
| Традиционные названия | сесквиоксид хрома, хромовая зелень |
| Хим. формула | Cr2O3 |
| Состояние | твёрдый тугоплавкий порошок зелёного цвета |
| Молярная масса | 152 г/моль |
| Плотность | 5,21 г/см³ |
| Температура | |
| • плавления | 2435 °C |
| • кипения | 4000 °C |
| Уд. теплоёмк. | 781 Дж/(кг·К) |
| Энтальпия | |
| • образования | −1128 кДж/моль |
| Удельная теплота плавления | 822000 Дж/кг |
| ГОСТ | ГОСТ 2912-79 |
| Рег. номер CAS | 1308-38-9 |
| PubChem | 517277 |
| Рег. номер EINECS | 215-160-9 |
| SMILES | O=[Cr]O[Cr]=O |
| InChI | 1S/2Cr.3O QDOXWKRWXJOMAK-UHFFFAOYSA-N |
| RTECS | GB6475000 |
| ChEBI | 48242 |
| ChemSpider | 451305 |
| Пиктограммы ECB |  |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |
Оксид хрома (III) Cr2O3 (сесквиоксид хрома, хромовая зелень, эсколаит) — очень твёрдый тугоплавкий порошок зелёного цвета. Температура плавления 2435 °C, кипения ок. 4000 °C. Плотность 5,21 г/см³ (из иностранных источников 5,22 г/см³). Нерастворим в воде. По твердости близок к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств.
Способы получения
- Разложение дихромата аммония (начинается при 168—185 °С):
(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + 4H2O
При разложении дихромата аммония ощущается слабый запах аммиака (так как одна из параллельных реакций идет с образованием аммиака) и получается оксид хрома (III) с содержанием по основному продукту 95-97 %, нестехиометрического кислорода содержится 3 — 5 %. Прокалкой при 1000 °С в течение 3-4 часов получен оксид хрома (III) с содержанием по основному продукту до 99,5 %.
Реакция разложения бихромата аммония на воздухе протекает спокойно (Шидловский А.А., Оранжереев С.А. Исследование процесса горения неорганических солей бихромата и трихромата аммония. Статья// Журнал Прикладной Химии (ЖПХ), 1953, т. XXVI, №1. — 5 с.) В случае проведения реакции разложения в герметичной аппаратуре возможен взрыв. Попытка высушить бихромат аммония в герметичном реакторе привела к взрыву и многочисленным человеческим жертвам: в январе 1986 года двое рабочих погибли и 14 пострадали в США при взрыве 900 килограмм бихромата аммония во время сушки. (Diamond, S. The New York Times, 1986, p. 22. ).
- Разложение дихромата калия (при 500—600 °С):
4K2Cr2O7 → 2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2
- Разложение гидроксида хрома(III) (при 430—1000 °С):
2Cr(OH)3 → Cr2O3 + 3H2O
- Разложение оксида хрома (VI):
4CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2
- Восстановление дихромата калия:
K2Cr2O7 + S → K2SO4 + Cr2O3
Химические свойства
Относится к группе амфотерных оксидов. В высокодисперсном состоянии растворяется в сильных кислотах с образованием солей хрома(III):
Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O
В сильнокислой среде может идти реакция:
Cr2O3 + 6H+ + 9H2O → 2[Cr(H2O)6]3+
При сплавлении со щелочами и содой даёт растворимые соли Cr3+ (в отсутствие окислителей):
Cr2O3 + 2KOH → 2KCrO2 + H2O Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2
Поскольку Cr2O3 — соединение хрома в промежуточной степени окисления, в присутствии сильного окислителя в щелочной среде он окисляется до хромата:
Cr2O3 + 3KNO3 + 2Na2CO3 → 2Na2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2
а сильные восстановители его восстанавливают:
Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr 
Применение
- основной пигмент для зелёной краски
- абразив — компонент полировальных паст (например ГОИ)
- катализатор в ряде органических реакций
- компонент шихт для получения шпинелей и искусственных драгоценных камней
- компонент термитных смесей и других реакций СВС
- компонент ТРТ
- компонент магнезиальных огнеупоров
Токсичность
Оксид хрома (III) токсичен, при попадании на кожу вызывает дерматит, но по токсичности уступает шестивалентному оксиду. В России класс опасности 3, максимальная разовая ПДК в воздухе рабочей зоны 1 мг/м3, аллерген (1998 год).
Источник
Хром
Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова “хром” берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим
разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.
Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 – амфотерные,
+6 – кислотные.
В природе хром встречается в виде следующих соединений.
- Fe(CrO2)2 – хромистый железняк, хромит
- (Mg, Fe)Cr2O4 – магнохромит
- (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4 – алюмохромит
Получение
В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из
его оксида.
Fe(CrO2)2 + C = Fe + Cr + CO
Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr
Химические свойства
- Реакции с неметаллами
- Реакция с водой
- Реакции с кислотами
- Реакции с солями менее активных металлов
Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома III – Cr2O3 –
происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.
Cr + O2 = (t) Cr2O3
Cr + S = (t) Cr2S3
Cr + N2 = (t) CrN
Cr + C = Cr2C3
Протекает в раскаленном состоянии.
Cr + H2O = (t) Cr(OH)3 + H2↑
Cr + HCl = CrCl2 + H2↑
Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2↑
С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.
Cr + H2SO4 = (t) Cr2(SO4)3 + SO2↑ + H2O
Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.
Cr + CuSO4 = CrSO4 + Cu
Соединения хрома II
Соединение хрома II носят основный характер. Оксид хрома II окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы – оксида хрома III,
реагирует с кислотами, кислотными оксидами.
CrO + O2 = Cr2O3
CrO + H2SO4 = CrSO4 + H2O
CrO + SO3 = CrSO4
Гидроксид хрома II, как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами,
кислотными оксидами.
Cr(OH)2 = (t) CrO + H2O
Cr(OH)2 + HCl = CrCl2 + H2O
Cr(OH)2 + SO3 = CrSO4 + H2O
Соединения хрома III
Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома III гидроксид хрома III.
Оксид хрома III реагирует как с растворами щелочей, образуя комплексные соли, так и с кислотами.
Cr2O3 + Ba(OH)2 = Ba(CrO2)2 + H2O (прокаливание, хромит бария)
Cr2O3 + NaOH + H2O = Na3[Cr(OH)6] (нет прокаливания – в водном растворе, гексагидроксохромат натрия)
Cr2O3 + HCl = CrCl3 + H2O (сохраняем степень окисления)
Оксид хрома III реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).
Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr
При окислении соединение хрома III получают соединения хрома VI (в щелочной среде).
K3[Cr(OH)6] + H2O2 = K2CrO4 + KOH + H2O
Cr2O3 + 8NaOH + O2 = (t) Na2CrO4 + H2O
Соединения хрома VI
В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома VI – CrO3, и две кислоты, находящиеся в
растворе в состоянии равновесия: хромовая – H2CrO4 и дихромовая кислоты – H2Cr2O7.
Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают
раствор в желтый цвет, а дихроматы – в оранжевый цвет.
Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.
Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O
Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый – образуется хромат.
Na2Cr2O7 + NaOH = Na2CrO4 + H2O
Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название “вулканчик” 🙂
(NH4)2Cr2O7 = (t) Cr2O3 + N2↑ + H2O
В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.
K2Cr2O7 + HCl = CrCl3 + KCl + Cl2↑ + H2O
Железо
Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.
Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.
В природе железо встречается в виде следующих соединений:
- Fe2O3 – красный железняк, гематит
- Fe3O4 – магнитный железняк, магнетит
- Fe2O3*H2O – бурый железняк, лимонит
- FeS2 – пирит, серый или железный колчедан
- FeCO3 – сидерит
Получение
Получают железо восстановлением из его оксида – руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.
CO + Fe2O3 = Fe + CO2↑
H2 + Fe2O3 = Fe + H2O
Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается
бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.
Химические свойства
- Реакции с неметаллами
- Реакции с кислотами
- Реакции с солями
- Восстановительные свойства
Fe + S = FeS (t > 700°C)
Fe + S = FeS2 (t
Fe + O2 = Fe3O4 (при горении железа образуется железная окалина – Fe3O4 – смесь двух оксидов
FeO*Fe2O3)
При нагревании железо взаимодействует с галогенами, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими.
Fe + Cl2 = (t) FeCl3
Fe + P = (t) FeP
Fe + C = (t) Fe3C
Fe + Si = (t) FeSi
Железо активнее водорода, способно вытеснить его из кислот.
Fe + HCl = FeCl2 + H2↑
На воздухе железо покрывается пленкой оксида, из-за чего пассивируется во многих реакциях, в том числе с концентрированными холодными
серной и азотной кислотами.
Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2↑
Реакция с концентрированными кислотами идет только при нагревании. В холодных серной и азотной кислотах железо пассивируется.
Fe + H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2↑ + H2O
Железо способно вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее железа.
CuCl2 + Fe = FeCl2 + Cu
Железо способно восстанавливать соединения железа III до II.
Fe + Fe2O3 = (t) FeO
Fe + FeCl3 = (t) FeCl2
Соединения железа II проявляют основные свойства. Реагируют c кислотами. При разложении гидроксид железа II
распадается на соответствующий оксид и воду.
FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O
Fe(OH)2 + HCl = FeCl2 + H2O
Fe(OH)2 = (t) FeO + H2O
При хранении на открытом воздухе соли железа II приобретают коричневый цвет из-за окисления до железа III.
FeCl2 + H2O + O2 = Fe(OH)Cl2
Качественной реакцией на ионы Fe2+ в растворе является реакция с красной кровяной солью – K3[Fe(CN)6] –
гексацианоферратом III калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).
FeCl2 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + KCl
Качественной реакцией на ионы Fe2+ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок зеленого цвета.
FeCl2 + NaOH = Fe(OH)2 + NaCl
Соединения железа III проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа III реагирует и с кислотами, и с щелочами.
Fe(OH)3 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + H2O
Fe(OH)3 + KOH = K3[Fe(OH)6] (гексагидроксоферрат калия)
При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.
Fe(OH)3 + KOH = (t) KFeO2 + H2O
Гидроксид железа III – ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании
легко распадается на воду и соответствующий оксид.
Fe + H2O + O2 = Fe(OH)3
Fe(OH)3 = (t) Fe2O3 + H2O
Качественной реакцией на ионы Fe3+ является взаимодействие с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6].
В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).
FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + KCl
Реакция хлорида железа III с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко
красного цвета.
FeCl3 + KCNS = Fe(CNS)3 + KCl
И еще одна качественная реакция на ионы Fe3+ – взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок бурого цвета.
FeCl3 + NaOH = Fe(OH)3 + NaCl
Соединения железа VI – ферраты – соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными
окислительными свойствами.
Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)3
в щелочи.
Fe + KOH + H2O = (электролиз) K2FeO4 + H2↑
Fe(OH)3 + Cl2 + KOH = K2FeO4 + KCl + H2O
Медь
Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.
Основные степени окисления меди +1, +2.
Медь встречается в самородном виде и в виде соединений, наиболее известные из которых:
- CuFeS2 – медный колчедан, халькопирит
- Cu2S – халькозин
- Cu2CO3(OH)2 – малахит
Получение
Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.
CuFeS2 + O2 = Cu2S + FeS + SO2↑
Cu2S + O2 = Cu2O + SO2
Cu2O + Cu2S = Cu + SO2
Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди
более активными металлами, например – железом.
CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4
Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.
CuSO4 + H2O = Cu + O2 + H2SO4 (медь – на катоде, кислород – на аноде)
Химические свойства
- Реакции с неметаллами
- Реакции с кислотами
- С оксидами неметаллов
Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.
Cu + CO2 + H2O + O2 = (CuOH)2CO3
При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.
4Cu + O2 = (t) 2Cu2O (при недостатке кислорода)
2Cu + O2 = (t) 2CuO (в избытке кислорода)
Cu + Se = (t) Cu2Se
Cu + S = (t) Cu2S
Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной
– реакция идет.
Cu + H2SO4(конц.) = (t) CuSO4 + SO2↑ + H2O
Cu + HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O
Cu + HNO3(разб.) = Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O
Реагирует с царской водкой – смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO3 к 3 объемам HCl.
Cu + HCl + HNO3 = CuCl2 + NO + H2O
Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.
Cu + SO2 = (t) CuO + S
Cu + NO2 = (t) CuO + N2↑
Cu + NO = (t) CuO + N2↑
Соединения меди I
В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди I можно получить путем восстановления соединений меди II.
CuCl2 + Cu = CuCl
CuO + Cu = Cu2O
Оксид меди I можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.
Cu2O + CO = (t) Cu + CO2
Cu2O + Al = (t) Cu + Al2O3
Cu2O + H2 = (t) Cu + H2O
Оксид меди I окисляется кислородом до оксида меди II.
Cu2O + O2 = (t) CuO
Оксид меди I вступает в реакции с кислотами.
Cu2O + HCl = CuCl + H2O
Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.
CuOH → Cu2O + H2O
Соединения меди II
Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)2.
Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.
Оксид меди II получают в реакциях термического разложения гидроксида меди II, реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.
Cu(OH)2 = (t) CuO + H2O
Cu + O2 = (t) CuO
Химические свойства
- Реакции с кислотами
- Разложение
- Восстановление
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + HCl = CuCl2 + H2O
CuO = (t) Cu2O + O2
CuO + CO = Cu + CO2
CuO + C = Cu + CO
CuO + H2 = Cu + H2O
Гидроксид меди II – Cu(OH)2 – получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.
CuSO4 + KOH = K2SO4 + Cu(OH)2↓
- Разложение
- Реакции с кислотами
- Реакции с щелочами
- Реакции с кислотными оксидами
При нагревании гидроксид меди II, как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду.
Cu(OH)2 = (t) CuO + H2O
Cu(OH)2 + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O
Cu(OH)2 + HCl = CuCl2 + H2O
Как сказано выше, гидроксид меди II носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства.
В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс.
Cu(OH)2 + LiOH = Li2[Cu(OH)4]
Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O (дигидроксокарбонат меди II – (CuOH)2CO3)
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Источник