Главная / Неорганическая химия / Металлы / Хром

Хром

Элемент побочной подгруппы VI группы: мастер изменения цветов

🧠

Вызов для любознательных!

В самом конце страницы вас ждет уникальная олимпиадная цепочка с запутанной схемой, скрытыми реакциями и расчетом массовой доли. Бросьте вызов своим знаниям неорганической химии!

Важно для ЕГЭ

Хром проявляет переменные степени окисления: +2, +3, +6. Соединения Cr(III) — амфотерны, Cr(VI) — сильные окислители и проявляют кислотные свойства.

1. Строение и положение в ПС

Хром (Cr) находится в 4-м периоде, VI группе (побочной подгруппе). Порядковый номер 24.

Особенность электронной конфигурации

У атома хрома наблюдается "проскок" электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень, что обеспечивает более устойчивое состояние (наполовину заполненный d-подуровень).

...3d54s1

Вопрос 1: Электронное строение

Проверка

Напишите электронную конфигурацию внешних слоев атома хрома ($Cr$) и иона хрома ($Cr^{3+}$). В чем заключается особенность строения атома хрома?

Ответ: $Cr$: $3d^5 4s^1$. $Cr^{3+}$: $3d^3$.

Пояснение: У атома хрома наблюдается "проскок" электрона: один электрон с 4s-подуровня переходит на 3d-подуровень для образования наполовину заполненного $3d^5$, что энергетически более выгодно.

2. Физические свойства

Металлический хром
Рис. 1. Металлический хром

Хром — твердый металл голубовато-белого цвета с характерным металлическим блеском.

Вопрос 1: Физические свойства

Проверка

Вспомните физические свойства хрома. В каком виде он используется в промышленности для защиты других металлов?

Ответ: Хром — самый твердый металл (царапает стекло). Применяется для хромирования деталей.

3. Способы получения

В природе встречается в виде минерала хромистого железняка (FeO·Cr2O3).

Интересный факт

Знаете ли вы, что красный цвет рубина и зеленый цвет изумруда обусловлены примесями ионов хрома (Cr3+) в кристаллической решетке корунда (Al2O3) и берилла? Хром — настоящий "художник" в мире драгоценных камней!

1. Алюмотермия (основной способ получения чистого хрома):

Cr2O3 + 2Al t°→ 2Cr + Al2O3

2. Восстановление коксом (получение феррохрома):

FeO·Cr2O3 + 4C t°→ Fe + 2Cr + 4CO↑

Вопрос 1: Получение хрома (Уравнения)

Проверка

Напишите уравнения реакций получения чистого хрома из оксида хрома (III):

  1. Методом алюминотермии
  2. Силикотермией

Ответ:

  1. $Cr_2O_3 + 2Al \xrightarrow{t^\circ} Al_2O_3 + 2Cr$
  2. $2Cr_2O_3 + 3Si \xrightarrow{t^\circ} 3SiO_2 + 4Cr$

4. Химические свойства простого вещества

При обычных условиях хром химически инертен из-за прочной оксидной пленки (пассивация). Реагирует только при нагревании.

Взаимодействие с неметаллами

С галогенами
Реакция требует нагревания. Хром энергично сгорает в хлоре с образованием фиолетово-красных кристаллов хлорида хрома(III):
2Cr + 3Cl2 t°→ 2CrCl3
С кислородом
Только при сильном нагревании хром сгорает, образуя прочный оксид хрома(III). При обычных условиях реакция не идет из-за пассивации:
4Cr + 3O2 t°→ 2Cr2O3
С серой
Реакция протекает при сильном нагревании (~700°C) с образованием черного сульфида хрома(III):
2Cr + 3S t°→ Cr2S3
С азотом
При температуре около 1000°C хром реагирует с азотом, образуя тугоплавкий нитрид. Из-за высокой прочности молекулы N₂ нужны экстремальные условия:
2Cr + N2 1000°C→ 2CrN

Взаимодействие со сложными веществами

Свойство Уравнения реакций
С водой
(в раскаленном состоянии)
Пассивирующая пленка препятствует реакции с водой при обычных условиях. Только пропуская пары воды над раскаленным до красна хромом, можно окислить металл до оксида хрома(III), вытеснив водород:
2Cr + 3H2O(пар) t°→ Cr2O3 + 3H2
С кислотами-неокислителями
(HCl, разб. H2SO4)
Хром растворяется в разбавленных кислотах (левее водорода в ряду напряжений). Сначала вытесняется водород и образуются голубые соли хрома(II), тут же окисляющиеся кислородом воздуха:
Cr + 2HCl → CrCl2 + H2↑
Демонстрация
С кислотами-окислителями
(конц. H2SO4, HNO3)
На холоде хром пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами из-за образования прочной оксидной пленки. При сильном нагревании пленка растворяется, и металл окисляется:
2Cr + 6H2SO4(конц.) t°→ Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O
Cr + 6HNO3(конц.) t°→ Cr(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O
С солями
(вытеснение металлов)
Хром способен вытеснять менее активные металлы из растворов их солей (правее него в ряду напряжений), при этом сам переходит в степень окисления +3:
2Cr + 3CuCl2 → 2CrCl3 + 3Cu
С окислителями в щелочной среде
При сплавлении с сильными окислителями (ClO₃⁻, NO₃⁻, O₂) в присутствии щелочей хром окисляется сразу до максимальной степени +6, образуя желтые расплавы хроматов:
Cr + KClO3 + 2KOH t°→ K2CrO4 + KCl + H2O
Переходит в степень окисления +6 (хроматы)

Важно

Соли Cr2+ — это "химические хамелеоны-камикадзе". Голубой раствор CrCl2 жадно поглощает кислород из воздуха, мгновенно окисляясь и превращаясь в зеленый CrCl3:
4CrCl2 + 4HCl + O2 → 4CrCl3 + 2H2O

Вопрос 1: Взаимодействие простого вещества с кислотами и неметаллами (Уравнения)

Проверка

Допишите уравнения реакций хрома и расставьте коэффициенты:

  1. $Cr + HCl \rightarrow \dots + \dots\uparrow$ (без доступа воздуха)
  2. $Cr + H_2SO_4(разб) \rightarrow \dots + \dots\uparrow$ (без доступа воздуха)
  3. $Cr + H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots\uparrow + \dots$
  4. $Cr + Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} \dots$
  5. $Cr + S \xrightarrow{t^\circ} \dots$

Ответ:

  1. $Cr + 2HCl \rightarrow CrCl_2 + H_2\uparrow$
  2. $Cr + H_2SO_4(разб) \rightarrow CrSO_4 + H_2\uparrow$
  3. $2Cr + 6H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t^\circ} Cr_2(SO_4)_3 + 3SO_2\uparrow + 6H_2O$
  4. $2Cr + 3Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} 2CrCl_3$
  5. $2Cr + 3S \xrightarrow{t^\circ} Cr_2S_3$

Пояснение: В неокислительных кислотах без кислорода хром растворяется с образованием солей Cr(II) (голубого цвета). При нагревании с сильными кислотами-окислителями или сильными неметаллами он окисляется до устойчивых солей Cr(III).

5. Оксиды хрома

Оксид хрома(III)
Рис. 2. Оксид хрома(III)
ОксидПолучение / Химические свойства
CrO
Основный
Черный порошок
Получение: Обычно получают косвенными путями (например, окисление амальгамы)

Химические свойства:
Типичный основный оксид:
Легко растворяется в разбавленных кислотах, образуя растворы солей ярко-голубого цвета:
CrO + 2HCl → CrCl2 + H2O
Cr(II) blue
Окисление на воздухе:
Оксид хрома(II) нестабилен и при нагревании на воздухе легко окисляется кислородом до более устойчивого оксида хрома(III):
4CrO + O2 t°→ 2Cr2O3
Диспропорционирование:
При сильном прокаливании без доступа воздуха происходит перераспределение электронов (самоокисление-самовосстановление):
3CrO t°→ Cr + Cr2O3
Cr2O3
Амфотерный
Тугоплавкий зеленый порошок
Получение:
Разложение гидроксида:
2Cr(OH)3 t°→ Cr2O3 + 3H2O
"Химический вулкан" (разложение дихромата аммония):
(NH4)2Cr2O7 t°→ Cr2O3 + N2↑ + 4H2O
Вулкан

Химические свойства:
С кислотами (при нагревании):
Cr2O3 + 6HCl t°→ 2CrCl3 + 3H2O
Cr2O3 + 3H2SO4 t°→ Cr2(SO4)3 + 3H2O
Со щелочами и карбонатами (проявление кислотных свойств):
При сплавлении с твердыми щелочами или карбонатами образуются зеленые комплексные соли - хромиты (например, метахромит натрия):
Cr2O3 + 2NaOH t°→ 2NaCrO2 + H2O
Cr2O3 + Na2CO3 t°→ 2NaCrO2 + CO2↑
Окисление в щелочной среде (проявление восстановительных свойств):
Смесь оксида хрома(III) со щелочными агентами и сильными окислителями (нитратами, галогенами) при нагревании переходит в желтые соли - хроматы (Cr⁺⁶):
Cr2O3 + 3KNO3 + 4KOH t°→ 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2H2O
Cr2O3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3 t°→ 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2↑
Cr2O3 + 3Br2 + 10NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 5H2O
Алюмотермия:
Взаимодействие протекает с выделением огромного количества теплоты. Это основной промышленный метод получения чистого безуглеродистого хрома:
Cr2O3 + 2Al t°→ Al2O3 + 2Cr
Демонстрация
CrO3
Кислотный
Темно-красные кристаллы
Получение:
Обезвоживание дихроматов:
Добавление концентрированной серной кислоты к насыщенному раствору дихромата приводит к выпадению темно-красных (вишневых) кристаллов оксида хрома(VI):
Na2Cr2O7 + H2SO4(конц.) → 2CrO3 + 2NaHSO4 + H2O
Оксид хрома(VI)

Химические свойства:
Растворяется в воде (образует кислоты):
CrO3 + H2O → H2CrO4 (хромовая)
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7 (дихромовая)
Спирт и органика (сильнейший окислитель):
При окислении разгорается, спирты окисляются до альдегидов и кислот, окрашивая смесь в зеленый цвет солей хрома(III):
2CrO3 + 3C2H5OH → Cr2O3 + 3CH3CHO + 3H2O
Демонстрация

Осторожно, яд (CrO3)

Соединения шестивалентного хрома (Cr+6) чрезвычайно токсичны и являются канцерогенами. Знаменитый фильм "Эрин Брокович" основан на реальной истории борьбы с загрязнением грунтовых вод именно шестивалентным хромом.

Вопрос 1: Оксиды хрома (Уравнения)

Проверка

Допишите уравнения реакций оксидов хрома, учитывая их кислотно-основный характер:

  1. $CrO + HCl \rightarrow \dots$
  2. $Cr_2O_3 + NaOH \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots$
  3. $Cr_2O_3 + K_2CO_3 \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots\uparrow$
  4. $CrO_3 + H_2O \rightarrow \dots$ (образование хромовой кислоты)
  5. $CrO_3 + NaOH \rightarrow \dots + \dots$

Ответ:

  1. $CrO + 2HCl \rightarrow CrCl_2 + H_2O$ ($CrO$ — основный оксид)
  2. $Cr_2O_3 + 2NaOH \xrightarrow{t^\circ} 2NaCrO_2 + H_2O$ ($Cr_2O_3$ — амфотерный оксид)
  3. $Cr_2O_3 + K_2CO_3 \xrightarrow{t^\circ} 2KCrO_2 + CO_2\uparrow$
  4. $CrO_3 + H_2O \rightarrow H_2CrO_4$ ($CrO_3$ — кислотный оксид)
  5. $CrO_3 + 2NaOH \rightarrow Na_2CrO_4 + H_2O$

6. Гидроксиды хрома

ГидроксидПолучение / Химические свойства
Cr(OH)2
Основный
Желтый осадок
Получение:
Действие щелочей на соли Cr(II):
(в инертной атмосфере)
CrCl2 + 2NaOH → Cr(OH)2↓ + 2NaCl

Химические свойства:
Как основание с кислотами:
Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O
Быстро окисляется на воздухе:
Гидроксид хрома(II) — это типичный восстановитель. Свежий осадок жадно поглощает кислород, поэтому его цвет быстро меняется с желтого на серо-зеленый (гидроксид хрома(III)):
4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Cr(OH)3
Cr(OH)3
Амфотерный
Серо-зеленый студенистый осадок
Получение:
Действие раствора аммиака на соли Cr(III):
Мягкий и предпочтительный способ получения, так как избыток слабого основания (аммиака) не растворяет получающийся амфотерный осадок, в отличие от сильных щелочей:
CrCl3 + 3NH3·H2O → Cr(OH)3↓ + 3NH4Cl
Демонстрация
Совместный гидролиз:
Смешивание растворов солей трехвалентного хрома с карбонатами или сульфидами приводит к полному гидролизу обеих солей. Наблюдается одновременное выпадение серо-зеленого осадка и выделение пузырьков газа:
2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl
Демонстрация

2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6NaCl
Разрушение гидроксокомплексов:
Пропускание углекислого газа или добавление слабых кислот приводит к осаждению серо-зеленого гидроксида хрома(III):
Na3[Cr(OH)6] + 3CO2 → Cr(OH)3↓ + 3NaHCO3

Химические свойства:
С кислотами (как основание):
Cr(OH)3 + 3HNO3 → Cr(NO3)3 + 3H2O
Cr(III) violet
Аквакомплекс хрома(III) имеет фиолетовый цвет
Со щелочами (проявление кислотных свойств):
В избытке щелочи серо-зеленый осадок мгновенно растворяется, образуя изумрудно-зеленый комплексный раствор гексагидроксохромата(III):
Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3[Cr(OH)6]
Демонстрация
(в растворе)
Cr(OH)3 + KOH t°→ KCrO2 + 2H2O (расплав)
Термическое разложение:
При прокаливании гидроксид легко теряет воду и переходит в темно-зеленый порошок оксида:
2Cr(OH)3 t°→ Cr2O3 + 3H2O
Окисление в щелочной среде:
Галогены и перекись водорода легко окисляют серо-зеленый гидроксид хрома(III) до желтых растворов хроматов (переход Cr³⁺ → Cr⁶⁺):
2Cr(OH)3 + 3Br2 + 10KOH → 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O
2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + 8H2O

Вопрос 1: Амфотерность гидроксида (Уравнения)

Проверка

Допишите уравнения реакций гидроксида хрома (III):

  1. $Cr(OH)_3 + H_2SO_4 \rightarrow \dots + \dots$
  2. $Cr(OH)_3 + NaOH(водн.) \rightarrow \dots$
  3. $Cr(OH)_3 \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots$
  4. $CrCl_3 + KOH(недост) \rightarrow \dots\downarrow + \dots$

Ответ:

  1. $2Cr(OH)_3 + 3H_2SO_4 \rightarrow Cr_2(SO_4)_3 + 6H_2O$
  2. $Cr(OH)_3 + 3NaOH(водн.) \rightarrow Na_3[Cr(OH)_6]$ (гексагидроксохромит натрия, зеленый раствор)
  3. $2Cr(OH)_3 \xrightarrow{t^\circ} Cr_2O_3 + 3H_2O$
  4. $CrCl_3 + 3KOH(недост) \rightarrow Cr(OH)_3\downarrow + 3KCl$

Пояснение: Как и гидроксид алюминия, $Cr(OH)_3$ реагирует с сильными кислотами и щелочами.

7. Соли хрома

Переходы между хроматами и дихроматами

В зависимости от среды, Cr(VI) существует в разных формах:

Хроматы (CrO42-) — устойчивы в щелочной среде. Желтый цвет.
Дихроматы (Cr2O72-) — устойчивы в кислой среде. Оранжевый цвет.

Как работает "переключатель" цвета? (Принцип Ле Шателье в действии):

Добавляем щелочь (OH-) — равновесие смещается вправо, раствор желтеет (хроматы):

Реакция перехода ("Оранжевое → Желтое"):

K2Cr2O7 + 2KOH → 2K2CrO4 + H2O

Демонстрация

Это свойство используется в лабораторной практике: "хромовая смесь" (дихромат калия + конц. серная кислота) — мощнейшее средство для мытья химической посуды, уничтожающее любые органические загрязнения.

Добавляем кислоту (H+) — равновесие смещается влево, раствор становится оранжевым (дихроматы):

2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

Демонстрация

Окислительные свойства соединений Cr(VI)

Хроматы и дихроматы — сильные окислители. Продукты восстановления зависят от среды:

СредаПродукт восстановления / Цвет раствора
Кислая (H+)
Продукт восстановления: Соли Cr3+

Цвет раствора: Сине-фиолетовый / Зеленый
Нейтральная (H2O)
Продукт восстановления: Cr(OH)3

Цвет раствора: Серо-зеленый осадок
Щелочная (OH-)
Продукт восстановления: [Cr(OH)6]3-

Цвет раствора: Изумрудно-зеленый раствор
Среда протекания Уравнения реакций (окислитель)
Кислая среда
Cr⁺⁶ → Cr³⁺ (синий/зеленый)
С сульфитами (обесцвечивание оранжевого раствора до зеленого):
K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O
Восстановление дихромата
С галогеноводородами (окисление хлоридов до свободного хлора):
K2Cr2O7 + 14HCl → 2CrCl3 + 3Cl2↑ + 2KCl + 7H2O
С солями железа(II) (важная аналитическая реакция оксидиметрии):
K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
С сероводородом (окисление до свободной серы с помутнением):
K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3S↓ + K2SO4 + 7H2O
Нейтральная среда
Cr⁺⁶ → Cr(OH)₃↓ (серо-зеленый осадок)
С сульфидом аммония (совместное выделение осадка хрома и серы):
K2Cr2O7 + 3(NH4)2S + H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3S↓ + 6NH3↑ + 2KOH
С сульфитами (переход желтых хроматов в осадок гидроксида):
2K2CrO4 + 3Na2SO3 + 5H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3Na2SO4 + 4KOH
Щелочная среда
Cr⁺⁶ → [Cr(OH)₆]³⁻ (изумрудный раствор)
С сульфитом натрия (переход в изумрудные гидроксокомплексы):
2K2CrO4 + 3Na2SO3 + 2H2O → 2K3[Cr(OH)6] + 3Na2SO4 + 2KOH
С нитритом калия:
2K2CrO4 + 3KNO2 + 5H2O → 2K3[Cr(OH)6] + 3KNO3 + 2KOH

Вопрос 1: Взаимные переходы и ОВР солей (Уравнения)

Проверка

Допишите уравнения реакций соединений хрома:

  1. $K_2CrO_4 + H_2SO_4 \rightarrow \dots + \dots + \dots$
  2. $K_2Cr_2O_7 + KOH \rightarrow \dots + \dots$
  3. $K_2Cr_2O_7 + H_2S + H_2SO_4 \rightarrow \dots + \dots\downarrow + \dots + \dots$
  4. $K_2Cr_2O_7 + KI + H_2SO_4 \rightarrow \dots + I_2\downarrow + \dots + \dots$
  5. $Na[Cr(OH)_4] + Br_2 + NaOH \rightarrow \dots + \dots + \dots$

Ответ:

  1. $2K_2CrO_4 + H_2SO_4 \rightarrow K_2Cr_2O_7 + K_2SO_4 + H_2O$ (переход желтого в оранжевый)
  2. $K_2Cr_2O_7 + 2KOH \rightarrow 2K_2CrO_4 + H_2O$ (переход оранжевого в желтый)
  3. $K_2Cr_2O_7 + 3H_2S + 4H_2SO_4 \rightarrow Cr_2(SO_4)_3 + 3S\downarrow + K_2SO_4 + 7H_2O$
  4. $K_2Cr_2O_7 + 6KI + 7H_2SO_4 \rightarrow Cr_2(SO_4)_3 + 3I_2\downarrow + 4K_2SO_4 + 7H_2O$
  5. $2Na[Cr(OH)_4] + 3Br_2 + 8NaOH \rightarrow 2Na_2CrO_4 + 6NaBr + 8H_2O$ (окисление Cr(III) до Cr(VI) в щелочной среде)

8. Качественные реакции

Хроматы и дихроматы
1. Хроматы (желтые) и дихроматы (оранжевые)
Осадок Cr(OH)3
2. Серо-зеленый осадок Cr(OH)3
Осадок BaCrO4
3. Лимонно-желтый осадок BaCrO4
Осадок Ag2CrO4
4. Кирпично-красный осадок Ag2CrO4
Осадок PbCrO4
5. Насыщенно-желтый осадок PbCrO4 ("кроновый желтый")

Вопрос 1: Качественные реакции

Проверка

Какого цвета осадки образуются при добавлении к раствору дихромата калия солей бария и серебра?

Ответ: Образуются осадки хроматов: $BaCrO_4$ — желтый, $Ag_2CrO_4$ — кирпично-красный.

Пояснение: Даже при добавлении осадителя к раствору дихромата в осадок выпадают менее растворимые хроматы (смещение равновесия).

9. Видео эксперименты

Рекомендуем посмотреть опыты с хромом на канале Thoisoi:

Олимпиадная задача (Хром - Расширенная)

Твердый серебристо-белый металл X растворяется в соляной кислоте без доступа воздуха с образованием голубого раствора соли G (реакция 1). Однако на воздухе эта соль быстро окисляется. При действии на G хлора образуется зеленая соль H (реакция 2), а при добавлении сульфида натрия выпадает черный осадок M (реакция 3).

При сжигании X в кислороде образуется зеленый тугоплавкий порошок A (реакция 4). Сплавление порошка A с хлоратом калия ($KClO_3$) и карбонатом калия приводит к образованию желтого соединения B (реакция 5). Из раствора B действием хлорида бария можно осадить красивый желтый осадок K (реакция 6).

При подкислении раствора B серной кислотой цвет меняется на оранжевый, и кристаллизуется соль C (реакция 7) (при действии щелочи она переходит обратно в соль B, реакция 8). Массовая доля кислорода в соли C составляет $38,10\%$. Если на сухую соль C подействовать концентрированной серной кислотой, выпадают темно-красные иглы соединения I (реакция 9) (массовая доля кислорода $48,00\%$), которое при сильном нагревании со взрывом разлагается на исходный оксид A и кислород (реакция 10). А если соль C нагреть с хлоридом калия и конц. серной кислотой, полетит кроваво-красная тяжелая жидкость J (реакция 11) (хромилхлорид, массовая доля металла $33,55\%$), которая при растворении в щелочи гидролизуется обратно до желтой соли B (реакция 12).

Если через подкисленный раствор C пропустить сернистый газ, раствор зеленеет из-за сульфата D (реакция 13). При добавлении к D водного аммиака выпадает серо-зеленый осадок E (реакция 14). При растворении E в азотной кислоте получается раствор соли L (реакция 16), в серной кислоте — раствор соли D (реакция 15), а в избытке щелочи — изумрудно-зеленый раствор комплексной соли F (реакция 17). При прокаливании гидроксида E образуется оксид A (реакция 18).

Схема превращений (13 веществ):

+ HCl + Na₂S + Cl₂ + O₂, t° + KClO₃, K₂CO₃, t° + BaCl₂ + H₂SO₄ + KOH + H₂SO₄ (конц) t° + KCl, H₂SO₄ (конц) + KOH + SO₂, H₂SO₄ + NH₃·H₂O + H₂SO₄ + HNO₃ + KOH (изб) t° X A B C D E F G H I J K L M

Показать решение и уравнения реакций (18 шт)

Ответ

Шаг 1: Идентифицируем хром по изменениям цвета: $Cr^{3+}$ (зеленый), $CrO_4^{2-}$ (желтый), $Cr_2O_7^{2-}$ (оранжевый), $CrO_3$ (красный).
Оранжевая соль C — $K_2Cr_2O_7$ ($\omega(O) = 112/294 = 38,1\%$).
Красные иглы I — $CrO_3$ ($\omega(O) = 48/100 = 48,0\%$).
Летучая красная жидкость J — $CrO_2Cl_2$ ($\omega(Cr) = 52/155 \approx 33,55\%$).

Вещества: X = Cr, A = $Cr_2O_3$, B = $K_2CrO_4$, C = $K_2Cr_2O_7$, D = $Cr_2(SO_4)_3$, E = $Cr(OH)_3$, F = $K_3[Cr(OH)_6]$, G = $CrCl_2$, H = $CrCl_3$, I = $CrO_3$, J = $CrO_2Cl_2$, K = $BaCrO_4$, L = $Cr(NO_3)_3$, M = $CrS$.

Реакции:
1. $Cr + 2HCl \rightarrow CrCl_2 + H_2\uparrow$
2. $2CrCl_2 + Cl_2 \rightarrow 2CrCl_3$
3. $CrCl_2 + Na_2S \rightarrow CrS\downarrow + 2NaCl$
4. $4Cr + 3O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2Cr_2O_3$
5. $Cr_2O_3 + KClO_3 + 2K_2CO_3 \xrightarrow{t^\circ} 2K_2CrO_4 + KCl + 2CO_2\uparrow$
6. $K_2CrO_4 + BaCl_2 \rightarrow BaCrO_4\downarrow + 2KCl$
7. $2K_2CrO_4 + H_2SO_4 \rightarrow K_2Cr_2O_7 + K_2SO_4 + H_2O$
8. $K_2Cr_2O_7 + 2KOH \rightarrow 2K_2CrO_4 + H_2O$
9. $K_2Cr_2O_7 + H_2SO_4(конц) \rightarrow 2CrO_3\downarrow + K_2SO_4 + H_2O$
10. $4CrO_3 \xrightarrow{t^\circ} 2Cr_2O_3 + 3O_2\uparrow$
11. $K_2Cr_2O_7 + 4KCl + 3H_2SO_4(конц) \xrightarrow{t^\circ} 2CrO_2Cl_2\uparrow + 3K_2SO_4 + 3H_2O$
12. $CrO_2Cl_2 + 4KOH \rightarrow K_2CrO_4 + 2KCl + 2H_2O$
13. $K_2Cr_2O_7 + 3SO_2 + H_2SO_4 \rightarrow Cr_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + H_2O$
14. $Cr_2(SO_4)_3 + 6NH_3 \cdot H_2O \rightarrow 2Cr(OH)_3\downarrow + 3(NH_4)_2SO_4$
15. $2Cr(OH)_3 + 3H_2SO_4 \rightarrow Cr_2(SO_4)_3 + 6H_2O$
16. $Cr(OH)_3 + 3HNO_3 \rightarrow Cr(NO_3)_3 + 3H_2O$
17. $Cr(OH)_3 + 3KOH \rightarrow K_3[Cr(OH)_6]$
18. $2Cr(OH)_3 \xrightarrow{t^\circ} Cr_2O_3 + 3H_2O$

📝
Практика по неорганической химии
Проверь свои знания. Задания в формате ЕГЭ с подробными решениями.
📋 Зад. 5 — Классификация ⚗️ Зад. 6 — Свойства 🔬 Зад. 7 — Свойства (2) 🧪 Зад. 8 — Свойства (3) 🔗 Зад. 9 — Цепочки ✍️ Зад. 31 — Уравнения