Цель: углубить знания учащихся по теме занятия.

Задачи:

• дать характеристику хрома как простого вещества;
• познакомить учащихся с соединениями хрома разной степени окисления;
• показать зависимость свойств соединений от степени окисления;
• показать окислительно – восстановительные свойства соединений хрома;
• продолжить формирование умений учащихся записывать уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде, составлять электронный баланс;
• продолжить формирование умений наблюдать химический эксперимент.

Форма занятия: лекция с элементами самостоятельной работы учащихся и наблюдением за химическим экспериментом.

Ход занятия

I. Повторение материала предыдущего занятия.

1. Ответить на вопросы и выполнить задания:

Какие элементы относятся к подгруппе хрома?

Написать электронные формулы атомов

К какому типу элементов относятся?

Какие степени окисления проявляют в соединениях?

Как изменяется радиус атомов и энергия ионизации от хрома к вольфраму?

Можно предложить заполнить учащимся заполнить таблицу, используя табличные величины радиусов атомов, энергии ионизации и сделать выводы.

Образец таблицы:

2. Заслушать сообщение учащегося по теме «Элементы подгруппы хрома в природе, получение и применение».

II. Лекция.

План лекции:

1. Хром.
2. Соединения хрома. (2)

• Оксид хрома; (2)
• Гидроксид хрома. (2)

1. Соединения хрома. (3)

• Оксид хрома; (3)
• Гидроксид хрома. (3)

1. Соединения хрома (6)

• Оксид хрома; (6)
• Хромовая и дихромовая кислоты.

1. Зависимость свойств соединений хрома от степени окисления.
2. Окислительно – восстановительные свойства соединений хрома.

1. Хром.

Хром – это белый с голубоватым отливом блестящий металл, очень твердый (плотность 7, 2 г/см 3), температура плавления 1890˚С.

Химические свойства: хром при обычных условиях неактивный металл. Это объясняется тем, что его поверхность покрыта оксидной пленкой (Сr 2 О 3). При нагревании оксидная пленка разрушается, и хром реагирует с простыми веществами при высокой температуре:

• 4Сr +3О 2 = 2Сr 2 О 3
• 2Сr + 3S = Сr 2 S 3
• 2Сr + 3Cl 2 = 2СrСl 3

Задание: составить уравнения реакций хрома с азотом, фосфором, углеродом и кремнием; к одному из уравнений составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Взаимодействие хрома со сложными веществами:

При очень высокой температуре хром реагирует с водой:

• 2Сr + 3 Н 2 О = Сr 2 О 3 + 3Н 2

Задание:

Хром реагирует с разбавленной серной и соляной кислотами:

• Сr + Н 2 SО 4 = СrSО 4 + Н 2
• Сr + 2НСl= СrСl 2 + Н 2

Задание: составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Концентрированные серная соляная и азотная кислоты пассивируют хром.

2. Соединения хрома. (2)

1. Оксид хрома (2) - СrО – твердое ярко – красное вещество, типичный основной оксид (ему соответствует гидроксид хрома (2) - Сr(ОН) 2), не растворяется в воде, но растворяется в кислотах:

• СrО + 2НСl = СrСl 2 + Н 2 О

Задание: составить уравнение реакции в молекулярном и ионном виде взаимодействия оксида хрома (2) с серной кислотой.

Оксид хрома (2) легко окисляется на воздухе:

• 4СrО+ О 2 = 2Сr 2 О 3

Задание: составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Оксид хрома (2) образуется при окислении амальгамы хрома кислородом воздуха:

2Сr (амальгама) + О 2 = 2СrО

2. Гидроксид хрома (2) - Сr(ОН) 2 – вещество желтого цвета, плохо растворимо в воде, с ярко выраженным основным характером, поэтому взаимодействует с кислотами:

• Сr(ОН) 2 + Н 2 SО 4 = СrSO 4 + 2Н 2 О

Задание: составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде взаимодействия оксида хрома (2) с соляной кислотой.

Как и оксид хрома (2), гидроксид хрома (2) окисляется:

• 4 Сr(ОH) 2 + О 2 + 2Н 2 О = 4Сr(ОН) 3

Задание: составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Получить гидроксид хрома (2) можно при действии щелочей на соли хрома (2):

• CrCl 2 + 2KOH = Cr(OH) 2 ↓ + 2KCl

Задание: составить ионные уравнения.

3. Соединения хрома. (3)

1. Оксид хрома (3) - Сr 2 О 3 – порошок темно – зеленого цвета, нерастворим в воде, тугоплавкий, по твёрдости близок к корунду (ему соответствует гидроксид хрома (3) – Сr(ОН) 3). Оксид хрома (3) имеет амфотерный характер, однако в кислотах и щелочах растворяется плохо. Реакции со щелочами идут при сплавлении:

• Сr 2 О 3 + 2КОН = 2КСrО 2 (хромит К) + Н 2 О

Задание: составить уравнение реакции в молекулярном и ионном виде взаимодействия оксида хрома (3) с гидроксидом лития.

С концентрированными растворами кислот и щелочей взаимодействует с трудом:

• Сr 2 О 3 + 6 КОН + 3Н 2 О = 2К 3 [Сr(ОН) 6 ]
• Сr 2 О 3 + 6НСl = 2СrСl 3 + 3Н 2 О

Задание: составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде взаимодействия оксида хрома (3) с конценрированной серной кислотой и концентрированным раствором гидроксида натрия.

Оксид хрома (3) может быть получен при разложении дихромата аммония:

• (NН 4)2Сr 2 О 7 = N 2 + Сr 2 О 3 +4Н 2 О

2. Гидроксид хрома (3) Сr(ОН) 3 получают при действии щелочей на на растворы солей хрома (3):

• СrСl 3 +3КОН = Сr(ОН) 3 ↓ + 3КСl

Задание: составить ионные уравнения

Гидроксид хрома (3) представляет собой осадок серо – зеленого цвета, при получении которого, щелочь надо брать в недостатке. Полученный таким образом гидроксид хрома (3), в отличие от соответствующего оксида легко взаимодействует с кислотами и щелочами, т.е. проявляет амфотерные свойства:

• Сr(ОН) 3 + 3НNО 3 = Сr(NО 3) 3 + 3Н 2 О
• Сr(ОН) 3 + 3КОН = К 3 [Сr(ОН)6](гексагидроксохромит К)

Задание: составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде взаимодействия гидроксида хрома (3) с соляной кислотой и гидроксидом натрия.

При сплавлении Сr(ОН) 3 со щелочами получаются метахромиты и ортохромиты:

• Cr(OH) 3 + KOH = KCrO 2 (метахромит К) + 2H 2 O
• Cr(OH) 3 + KOH = K 3 CrO 3 (ортохромит К) + 3H 2 O

4. Соединения хрома. (6)

1. Оксид хрома (6) - СrО 3 – темно – красное кристаллическое вещество, хорошо растворимо в воде – типичный кислотный оксид. Этому оксиду соответствует две кислоты:

• СrО 3 + Н 2 О = Н 2 СrО 4 (хромовая кислота – образуется при избытке воды)
• СrО 3 + Н 2 О =Н 2 Сr 2 О 7 (дихромовая кислота – образуется при большой концентрации оксида хрома (3)).

Оксид хрома (6) – очень сильный окислитель, поэтому энергично взаимодействует с органическими веществами:

• С 2 Н 5 ОН + 4СrО 3 = 2СО 2 + 2Сr 2 О 3 + 3Н 2 О

Окисляет также иод, серу, фосфор, уголь:

• 3S + 4CrO 3 = 3SO 2 + 2Cr 2 O 3

Задание: составить уравнения химических реакций оксида хрома (6) с йодом, фосфором, углем; к одному из уравнений составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель

При нагревании до 250 0 С оксид хрома (6) разлагается:

• 4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3O 2

Оксид хрома (6) можно получить при действии концентрированной серной кислоты на твердые хроматы и дихроматы:

• К 2 Сr 2 О 7 + Н 2 SО 4 = К 2 SО 4 + 2СrО 3 + Н 2 О

2. Хромовая и дихромовая кислоты.

Хромовая и дихромовая кислоты существуют только в водных растворах, образуют устойчивые соли, соответственно хроматы и дихроматы. Хроматы и их растворы имеют желтую окраску, дихроматы – оранжевую.

Хромат - ионы СrО 4 2- и дихромат – ионы Сr 2О 7 2- легко переходят друг в друга при изменении среды растворов

В кислой среде раствора хроматы переходят в дихроматы:

• 2К 2 СrО 4 + Н 2 SО 4 = К 2 Сr 2 О 7 + К 2 SО 4 + Н 2 О

В щелочной среде дихроматы переходят в хроматы:

• К 2 Сr 2 О 7 + 2КОН = 2К 2 СrО 4 + Н 2 О

При разбавлении дихромовая кислота переходит в хромовую кислоту:

• H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 2H 2 CrO 4

5. Зависимость свойств соединений хрома от степени окисления.

Степень окисления	+2	+3	+6
Оксид	СrО	Сr 2 О 3	СrО 3
Характер оксида	основной	амфотерный	кислотный
Гидроксид	Сr(ОН) 2	Сr(ОН) 3 – Н 3 СrО 3	Н 2 СrО 4
Характер гидроксида	основной	амфотерный	кислотный
→ ослабление основных свойств и усиление кислотных→

6. Окислительно – восстановительные свойства соединений хрома.

Реакции в кислотной среде.

В кислотной среде соединения Сr +6 переходят в соединения Сr +3 под действием восстановителей: H 2 S, SO 2 , FeSO 4

• К 2 Сr 2 О 7 +3Н 2 S +4Н 2 SО 4 = 3S + Сr 2 (SО 4) 3 + K 2 SO 4 + 7Н 2 О
• S -2 – 2e → S 0
• 2Cr +6 + 6e → 2Cr +3

Задание:

1. Уравнять уравнение реакции методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

• Na 2 CrO 4 + K 2 S + H 2 SO 4 = S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O

2. Дописать продукты реакции, уравнять уравнение методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

• K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 = ? +? +Н 2 О

Реакции в щелочной среде.

В щелочной среде соединения хрома Сr +3 переходят в соединения Сr +6 под действием окислителей: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:

• 2KCrO 2 +3 Br 2 +8NaOH =2Na 2 CrO 4 + 2KBr +4NaBr + 4H 2 O
• Cr +3 - 3e → Cr +6
• Br2 0 +2e → 2Br -

Задание:

Уравнять уравнение реакции методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

• NaCrO 2 + J 2 + NaOH = Na 2 CrO 4 + NaJ + H 2 O

Дописать продукты реакции, уравнять уравнение методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

• Cr(OH) 3 + Ag 2 O + NaOH = Ag + ? + ?

Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степеней окисления в ряду: Cr +2 → Сr +3 → Сr +6 . Соединения хрома (2) - сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (3). Соединения хрома (6) – сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (3). Соединения хрома (3) при взаимодействии с сильными восстановителями проявляют окислительные свойства, переходя в соединения хрома (2), а при взаимодействии с сильными окислителями проявляют восстановительные свойства, превращаясь в соединеня хрома (6)

К методике проведения лекции:

1. Для активизации познавательной деятельности учащихся и поддержания интереса, целесообразно в ходе лекции проводить демонстрационный эксперимент. В зависимости от возможностей учебной лаборатории можно демонстрировать учащимся следующие опыты:

• получении оксида хрома (2) и гидроксида хрома (2), доказательство их основных свойств;
• получение оксида хрома (3) и гидроксида хрома (3), доказательство их амфотерных свойств;
• получение оксида хрома (6) и растворение его в воде (получение хромовой и дихромовой кислот);
• переход хроматов в дихроматы, дихроматов в хроматы.

1. Задания самостоятельной работы можно дифференцировать с учетом реальных учебных возможностей учащихся.
2. Завершить лекцию можно выполнением следующих заданий: напишите уравнения химических реакций с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

.III. Домашнее задание: доработать лекцию (дописать уравнения химических реакций)

1. Васильева З.Г. Лабораторные работы по общей и неорганической химии. -М.: «Химия», 1979 – 450 с.
2. Егоров А.С. Репетитор по химии. – Ростов-на-Дону: «Феникс», 2006.-765 с.
3. Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. - М., «Высшая школа», 1979. - 295 с.
4. Петров М.М. Неорганическая химия. – Ленинград: «Химия», 1989. – 543 с.
5. Ушкалова В.Н. Химия: конкурсные задания и ответы. - М.: «Просвещение», 2000. – 223 с.

Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома с различной степенью окисления.

Хром. Строение атома. Возможные степени окисления. Кислотно-основные свойства. Применение.

Cr +24)2)8)13)1

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6.

C увеличением степени окисления возрастают кислотные и окислительные свойства. Хром Производные Сr2+ - очень сильные восстановители. Ион Сr2+ образуется на первой стадии растворения Хрома в кислотах или при восстановлении Сr3+ в кислом растворе цинком. Гидрат закиси Сr(ОН)2 при обезвоживании переходит в Сr2О3. Соединения Сr3+ устойчивы на воздухе. Могут быть и восстановителями и окислителями. Сr3+ можно восстановить в кислом растворе цинком до Сr2+ или окислить в щелочном растворе до СrО42- бромом и других окислителями. Гидрооксид Сr(ОН)3 (вернее Сr2О3·nН2О) - амфотерное соединение, образующее соли с катионом Сr3+ или соли хромистой кислоты НСrО2 - хромиты (например, КСrО2, NaCrO2). Соединения Сr6+: хромовый ангидрид СrО3, хромовые кислоты и их соли, среди которых наиболее важны хроматы и дихроматы - сильные окислители.солей.

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.

Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов.

Хроматы и дихроматы

Хроматы образуются при взаимодействии СгО3, или растворов хромовых кислот со щелочами:

СгОз + 2NaOH = Na2CrO4 + Н2О

Дихроматы получаются при действии на хроматы кислот:

2 Na2Cr2O4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + Н2О

Для соединений хрома характерны окислительно - восстановительные реакции.

Соединения хрома (II) - сильные восстановители, они легкоокисляются

4(5гС12 + О2 + 4HCI = 4СгС1з + 2Н2О

Для соединений хрома (!!!) характерны восстановительные свойства. Под действием окислителей они переходят:

в хроматы - в щелочной среде,

в дихроматы - в кислой среде.

Cr(ОН)3. CrOH + HCl = CrCl + H2O, 3CrOH + 2NaOH = Cr3Na2O3 + 3H2O

Хроматы(III) (устар. назв. хромиты).

Для соединений хрома характерны восстановительные свойства. Под действием окислителей они переходят:

в хроматы - в щелочной среде,

в дихроматы - в кислой среде.

2Na3 [Сг(OH)6] + ЗВг2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8Н2О

5Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 11H2O = 3K2Cr2O7 + 2H2Cr2O7 + 6MnSO4 + 9H2SO4

Соли хромовых кислот в кислой среде - сильные окислители:

3Na2SO3 + К2Сг2О7 + 4H2SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

Хром - элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром- твёрдый металл голубовато-белого цвета.

Химические свойства хрома

При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.

4Cr + 3O 2 – t° →2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 – t° → 2CrCl 3

2Cr + N 2 – t° → 2CrN

2Cr + 3S – t° → Cr 2 S 3

В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3H 2 O → Cr 2 O 3 + 3H 2

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H 2 SO 4)

В отсутствии воздуха образуются соли Cr 2+ , а на воздухе – соли Cr 3+ .

Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2 ­

2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2 ­

Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассив-ность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей.

Соединения хрома

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O

Соединения хрома (II) — сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl 2 + 2HCl → 2CrCl 3 + H 2 ­

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3

Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH) 3 – t° → Cr 2 O 3 + 3H 2 O

4K 2 Cr 2 O 7 – t° → 2Cr 2 O 3 + 4K 2 CrO 4 + 3O 2 ­

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 – t° → Cr 2 O 3 + N 2 ­+ 4H 2 O­ (реакция «вулканчик»)

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr 2 O 3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr 2 O 3 + 2NaOH → 2NaCrO 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaCrO 2 + CO 2 ­

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

Cr 2 O 3 + 4KOH + KClO 3 → 2K 2 CrO 4 + KCl + 2H 2 O

Гидроксид хрома (III) С r (ОН) 3 . Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид СrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо-голубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака.

Обладает амфотерными свойствами — растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O Сr(ОН) 3 + ЗН + = Сr 3+ + 3H 2 O

Cr(OH) 3 + KOH → K , Сr(ОН) 3 + ЗОН — (конц.) = [Сr(ОН) 6 ] 3-

Cr(OH) 3 + KOH → KCrO 2 +2H 2 O Сr(ОН) 3 + МОН = МСrO 2(зел.) + 2Н 2 O (300-400 °С, М = Li, Na)

Сr(ОН) 3 →(120 o C – H 2 O ) СrO(ОН) →(430-1000 0 С – H 2 O ) Cr 2 O 3

2Сr(ОН) 3 + 4NаОН (конц.) + ЗН 2 O 2(конц.) =2Na 2 СrO 4 + 8Н 2 0

Получение : осаждение гидратом аммиака из раствора солей хрома(Ш):

Сr 3+ + 3(NH 3 Н 2 O) = С r (ОН) 3 ↓ + ЗNН 4+

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2Cr(OH) 3 ↓+ 3Na 2 SO 4 (в избытке щелочи — осадок растворяется)

Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия.

Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:

Zn + 2Cr +3 Cl 3 → 2Cr +2 Cl 2 + ZnCl 2

2Cr +3 Cl 3 + 16NaOH + 3Br 2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H 2 O + 2Na 2 Cr +6 O 4

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO 3 — ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия и H 2 SO 4 (конц.).

K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

CrO 3 — кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO 4 2- :

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr 2 O 7 2- :

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH → 2K 2 CrO 4 + H 2 O

Дихромат калия – окислитель в кислой среде:

К 2 Сr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3NaNO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3NaNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6KI = Cr 2 (SO 4) 3 + 3I 2 + 4K 2 SO 4 + 7H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6FeSO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

Хромат калия К 2 Cr О 4 . Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая окраска раствора отвечает иону СrO 4 2-), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К 2 Cr 2 O 7 . Окислитель (более слабый, чем К 2 Cr 2 O 7). Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион CrO 4 2- — выпадение желтого осадка хромата бария, разлагающегося в сильнокислотной среде. Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, селективный окислитель, реактив в аналитической химии.

Уравнения важнейших реакций:

2K 2 CrO 4 +H 2 SO 4(30%)= K 2 Cr 2 O 7 +K 2 SO 4 +H 2 O

2K 2 CrO 4(т) +16HCl (кон ц., гор.) =2CrCl 3 +3Cl 2 +8H 2 O+4KCl

2K 2 CrO 4 +2H 2 O+3H 2 S=2Cr(OH) 3 ↓+3S↓+4KOH

2K 2 CrO 4 +8H 2 O+3K 2 S=2K[Сr(ОН) 6 ]+3S↓+4KOH

2K 2 CrO 4 +2AgNO 3 =KNO 3 +Ag 2 CrO 4(красн.) ↓

Качественная реакция:

К 2 СгO 4 + ВаСl 2 = 2КСl + ВаCrO 4 ↓

2ВаСrO 4 (т)+ 2НСl (разб.) = ВаСr 2 O 7(p) + ВаС1 2 + Н 2 O

Получение : спекание хромита с поташом на воздухе:

4(Сr 2 Fe ‖‖)O 4 + 8К 2 CO 3 + 7O 2 = 8К 2 СrO 4 + 2Fе 2 O 3 + 8СO 2 (1000 °С)

Дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 . Оксосоль. Техническое название хромпик . Оранжево-красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (оранжевая окраска раствора отвечает иону Сr 2 O 7 2-). В щелочной среде образует К 2 CrO 4 . Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции — синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н 2 O 2 , синее окрашивание водного раствора при действии атомарного водорода.

Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, компонент пиротехнических составов, реагент в аналитической химии, ингибитор коррозии металлов, в смеси с Н 2 SO 4 (конц.) — для мытья химической посуды.

Уравнения важнейших реакций:

4К 2 Cr 2 O 7 =4K 2 CrO 4 +2Cr 2 O 3 +3O 2 (500-600 o C)

K 2 Cr 2 O 7 (т) +14HCl (кон ц) =2CrCl 3 +3Cl 2 +7H 2 O+2KCl (кипячение)

K 2 Cr 2 O 7 (т) +2H 2 SO 4(96%) ⇌2KHSO 4 +2CrO 3 +H 2 O (“хромовая смесь”)

K 2 Cr 2 O 7 +KOH (конц) =H 2 O+2K 2 CrO 4

Cr 2 O 7 2- +14H + +6I — =2Cr 3+ +3I 2 ↓+7H 2 O

Cr 2 O 7 2- +2H + +3SO 2(г) =2Cr 3+ +3SO 4 2- +H 2 O

Cr 2 O 7 2- +H 2 O +3H 2 S (г) =3S↓+2OH — +2Cr 2 (OH) 3 ↓

Cr 2 O 7 2- (конц) +2Ag + (разб.) =Ag 2 Cr 2 O 7 (т. красный) ↓

Cr 2 O 7 2- (разб.) +H 2 O +Pb 2+ =2H + + 2PbCrO 4 (красный) ↓

K 2 Cr 2 O 7(т) +6HCl+8H 0 (Zn)=2CrCl 2(син) +7H 2 O+2KCl

Получение: обработка К 2 СrO 4 серной кислотой:

2К 2 СrO 4 + Н 2 SO 4 (30%) = К 2 Cr 2 O 7 + К 2 SO 4 + Н 2 O

Обнаружив ошибку на странице, выделите ее и нажмите Ctrl + Enter

Лирическое отступление

Школьный метод получения гидроксида хрома знают даже самые юные химики, да и не только химики. Элементарная реакция получения нерастворимого основания - взаимодействие любой растворимой соли хрома со щелочью. В результате выпадает желеобразный осадок искомого гидроксида, который не то что промыть, отфильтровать-то сложно.

Изучая статьи и патенты в интернете, я наткнулся на промышленный метод получения оксида хрома из соединений шестивалентного хрома (хроматов), в качестве восстановителя в котором используется сера. Имея банку "реактивного" оксида и прекрасно помня о его "консистенции", я решил применить данный метод на практике в своей "домашней лаборатории", вдруг получится? Реактивный оксид представляет собой довольно плотный порошок зеленого цвета, который ни в какое сравнение не идет с теми "соплями", которые выпадают при действии щелочей на соли хрома. С этими мыслями я и решил провести эксперимент.

Теоретические основы и некоторые замечания

Для получения оксида хрома в промышленности используется метод восстановления хроматов в щелочной среде элементарной серой. Реакция протекает по суммарному уравнению:

4Na 2 CrO 4 + 6S +7H 2 O = 4Cr(OH) 3 + 3Na 2 S 2 O 3 + 2NaOH (1)

Образующийся гидроксид промывают и прокаливают.

Полученный таким образом оксид хрома используют в качестве пигмента, причем для технологичности осадок должен легко отделяться от раствора, т.е. быть не в виде геля. Так же реакция довольно просто осуществима, не выделяются ядовитые и вонючие газы, реактивы доступны и т.д., поэтому выбор пал именно на этот вариант.

Естественно, что прокаливать образующийся гидроксид я не собирался, инертность и "тугоухость" реактивного оксида широко известна, например на него не действуют конц. соляная и азотная кислоты, а конц. серная растворяет только при высокой температуре - почти при кипении. С гидроксидом всё по-другому. Он активен и должен растворяться в разбавленных кислотах, поэтому есть простор для его применения (с целью получить другие соединения хрома - и не только).

Для эксперимента я решил использовать дихромат калия. Отвесил 20 грамм.

Для дальнейших наблюдений решено было провести некоторые простейшие расчеты. Итак:

Имеем 20 грамм дихромата калия, количество вещества = 0,068 моль.

Для такого количества дихромата потребуется в 3 раза больше серы, т.е. 0,204 моль, по массе это составит 6,53 грамма.

Из 20 грамм дихромата (т.е. из 0,068 моль) получится 0,136 моль гидроксида хрома или 14 грамм по массе.

Так как выбран дихромат, а реакция идет в щелочной среде и с хроматом, то я решил добавить большой избыток щелочи и взял 25 грамм твердого гидроксида натрия. Зачем это нужно, если в процессе выделяется щелочь?

Реакция идет через несколько стадий. Первая - реакция серы и щелочи в водном растворе:

3S + 6NaOH = Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O (2)

Вторая - реакция серы с сульфитом и сульфидом. С сульфитом образуется тиосульфат, а с сульфидом - полисульфиды.

Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 (3)
Na 2 S + S = Na 2 (S 2) (4)

3Na 2 S + 2Na 2 CrO 4 + 8H 2 O = 2Cr(OH) 3 + 3S + 10NaOH (5)
Na 2 S + 2Na 2 CrO 4 + 5H 2 O = 2Cr(OH) 3 + Na 2 SO 3 + 4NaOH (6)

Аналогично реагируют и полисульфиды.

Образующаяся сера реагирует по уравнению (2-4) и переходит в раствор, не загрязняя собой продукт. Для первоначального процесса (уравнение 2) нужна сильнощелочная среда, поэтому я взял такой избыток щелочи. Можно не добавлять твердую щелочь, а использовать довольно крепкие её растворы, например 20-40%. Такой раствор можно достать по знакомству (он применяется в качестве щелочного электролита для аккумуляторов, преимущественно используется 40% раствор гидроксида калия с добавкой 3-5% гидроксида лития) или сделать своими руками по известковому методу (с последующим упариванием). Естественно, наиболее удачный вариант - взять щелочь из банки в виде реактива.

Пособие-репетитор по химии

Продолжение. Cм. в № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18/2008

ЗАНЯТИЕ 25

10-й класс (первый год обучения)

Хром и его соединения

1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.

2. Происхождение названия.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства.

5. Нахождение в природе.

6. Основные методы получения.

7. Важнейшие соединения хрома:

а) оксид и гидроксид хрома(II);

б) оксид и гидроксид хрома(III), их амфотерные свойства;

в) оксид хрома(VI), хромовая и дихромовая кислота, хроматы и дихроматы.

9. Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома.

Хром расположен в побочной подгруппе VI группы таблицы Д.И.Менделеева. При составлении электронной формулы хрома необходимо вспомнить, что в связи с большей устойчивостью конфигурации 3d 5 у атома хрома наблюдается проскок электрона и электронная формула имеет вид: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 1 3d 5 . В соединениях хром может проявлять степени окисления +2, +3 и +6 (степень окисления +3 является наиболее устойчивой):

Хром получил свое название от греческого слова chroma (цвет, краска) из-за яркой разнообразной окраски его соединений.

Хром – белый блестящий металл, очень твердый, хрупкий, тугоплавкий. Устойчив к коррозии. На воздухе покрывается оксидной пленкой, из-за чего поверхность становится матовой.

Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

При обычных условиях хром – неактивный металл и реагирует только со фтором. Но при нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и хром реагирует со многими простыми и сложными веществами (аналогично Al).

4Cr + 3O 2 2Cr 2 O 3 .

Металлы (–).

Неметаллы (+):

2Cr + 3Cl 2 2CrCl 3 ,

2Cr + 3F 2 = 2CrF 3 ,

2Cr + 3SCr 2 S 3 ,

Н 2 О (+/–):*

2Cr + 3H 2 O (пар)Cr 2 O 3 + 3H 2 .

Основные оксиды (–).

Кислотные оксиды (–).

Основания (+/–):

2Cr + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 .

Кислоты-неокислители (+).

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 .

Кислоты-окислители (–). Пассивация.

Соли (+/–):

2Cr + 3CuSO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Cu,

Cr + CaCl 2 нет реакции.

В п р и р о д е элемент хром представлен четырьмя изотопами с массовыми числами 50, 52, 53 и 54. В природе хром встречается только в виде соединений, важнейшими из которых являются хромистый железняк, или хромит (FeOжCr 2 O 3) и свинцовая красная руда (PbCrO 4).

Металлический хром получают: 1) из его оксида с помощью алюмотермии:

Cr 2 O 3 + 2Al 2Cr + Al 2 O 3 ,

2) электролизом водных растворов или расплавов его солей:

Из хромистого железняка в промышленности получают сплав железа с хромом – феррохром, широко используемый в металлургии:

FeO Cr 2 O 3 + 4CFe + 2Cr + 4CO.

В а ж н е й ш и е с о е д и н е н и я х р о м а

Хром образует три оксида и соответствующих им гидроксида, характер которых закономерно изменяется с увеличением степени окисления хрома:

Оксид хрома (II) (CrO) – твердое, не растворимое при обычных условиях в воде вещество ярко-красного или коричнево-красного цвета, типичный основной оксид. Оксид хрома(II) легко окисляется на воздухе при нагревании, восстанавливается до чистого хрома.

CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O,

4CrO + O 2 2Сr 2 O 3 ,

CrO + H 2 Сr + H 2 O.

Получают оксид хрома(II) прямым окислением хрома:

2Cr + O 2 2СrO.

Гидроксид хрома (II) (Cr(OH) 2) – нерастворимое в воде вещество желтого цвета, слабый электролит, проявляет основные свойства, хорошо растворяется в концентрированных кислотах; легко окисляется в присутствии влаги кислородом воздуха; при прокаливании на воздухе разлагается с образованием оксида хрома(III):

Cr(OH) 2 + 2HCl = CrCl 2 + 2H 2 O,

4Cr(OH) 2 + O 2 2Сr 2 O 3 + 4H 2 O.

Получают гидроксид хрома(II) реакцией обмена между солью хрома(II) и раствором щелочи в отсутствие кислорода:

CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl.

Оксид хрома (III) (Cr 2 O 3) проявляет амфотерные свойства. Это тугоплавкий (по твердости сравним с корундом) порошок зеленого цвета, не растворяется в воде. Канцероген! Получают его при разложении дихромата аммония, гидроксида хрома(III), восстановлением дихромата калия или прямым окислением хрома:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O,

2Cr(OH) 3 Cr 2 O 3 + 3H 2 O,

2K 2 Cr 2 O 7 + 3С2Cr 2 O 3 + 2K 2 CO 3 + СO 2 ,

4Cr + 3O 2 2Cr 2 O 3 .

При обычных условиях оксид хрома(III) плохо растворяется в кислотах и щелочах; амфотерные свойства он проявляет при сплавлении со щелочами или с карбонатами щелочных металлов (образуя хромиты); при высоких температурах оксид хрома(III) можно восстановить до чистого металла:

Cr 2 O 3 + 2KOH 2KCrO 2 + H 2 O,

Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 2NaCrO 2 + CO 2 ,

Cr 2 O 3 + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2 O,

2Cr 2 O 3 + 3С4Cr + 3СO 2 .

Гидроксид хрома (III) (Cr(OH) 3) осаждается при действии щелочей на соли трехвалентного хрома (серо-зеленый осадок):

CrCl 3 + 3NaOH (недостаток) = Сr(OH) 3 + 3NaCl.

Он проявляет амфотерные свойства, растворяясь как в кислотах, так и в избытке щелочей; термически неустойчив:

Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O,

Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3 ,

Cr(OH) 3 + KOH KCrO 2 + 2H 2 O,

2Cr(OH) 3 Cr 2 O 3 + 3H 2 O.

Оксид хрома (VI) (CrO 3) – кристаллическое вещество темно-красного цвета, ядовит, проявляет кислотные свойства. Хорошо растворим в воде, при растворении этого оксида в воде образуются хромовые кислоты; как кислотный оксид CrO 3 взаимодействует с основными оксидами и со щелочами; термически неустойчив; является сильнейшим окислителем:

CrO 3 + H 2 O =

2CrO 3 + H 2 O =

CrO 3 + K 2 OK 2 CrO 4 ,

CrO 3 + 2NaOH = Na 2 CrO 4 + H 2 O,

4CrO 3 2Cr 2 O 3 + 3O 2 ,

Получают этот оксид взаимодействием сухих хроматов и дихроматов с концентрированной серной кислотой:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 (конц.)2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O,

K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 (конц.)CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Хромовая и дихромовая кислоты существуют только в водных растворах, но образуют устойчивые соли – хроматы и дихроматы . Хроматы и их растворы имеют желтую окраску, а дихроматы – оранжевую. Хромат-ионы и дихромат-ионы легко переходят друг в друга при изменении среды раствора. В кислой среде хроматы переходят в дихроматы, раствор приобретает оранжевую окраску; в щелочной среде дихроматы переходят в хроматы, раствор становится желтым:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4)K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O,

K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH)2K 2 CrO 4 + H 2 O.

Ион устойчив в щелочной среде, а – в кислой.

О к и с л и т е л ь н о–в о с с т а н о в и т е л ь н ы е с в о й с т в а
с о е д и н е н и й х р о м а

Из всех соединений хрома наиболее устойчивыми являются соединения со степенью окисления хрома +3. Соединения хрома со степенью окисления +2 являются сильными восстановителями и легко окисляются до +3:

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Cr(OH) 3 ,

4CrCl 2 + 4HCl + O 2 = 4CrCl 3 + 2H 2 O.

Соединения, содержащие хром в степени окисления +6, являются сильными окислителями, хром при этом восстанавливается от +6 до +3:

K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 = 3S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O.

Для обнаружения спирта в выдыхаемом воздухе используется реакция, основанная на окислительной способности оксида хрома(VI):

4CrO 3 + 3С 2 H 5 OH 2Cr 2 O 3 + 3CH 3 COOH + 3H 2 O.

Раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте называют хромовой смесью и используют для очистки химической посуды.

Тест по теме «Хром и его соединения»

1. Некоторый элемент образует все три типа оксидов (основный, амфотерный и кислотный). Степень окисления элемента в амфотерном оксиде будет:

а) минимальной;

б) максимальной;

в) промежуточной между минимальной и максимальной;

г) может быть любой.

2. При взаимодействии свежеприготовленного осадка гидроксида хрома(III) с избытком раствора щелочи образуется:

а) средняя соль; б) основная соль;

в) двойная соль; г) комплексная соль.

3. Общее число электронов на предвнешнем уровне атома хрома составляет:

а) 12; б) 13; в) 1; г) 2.

4. Какой из оксидов металлов относится к кислотным?

а) Оксид меди(II); б) оксид хрома(VI);

в) оксид хрома(III); г) оксид железа(III).

5. Какая масса дихромата калия (в г) необходима для окисления 11,2 г железа в сернокислом растворе?

а) 58,8; б) 14,7; в) 294; г) 29,4.

6. Какую массу воды (в г) необходимо выпарить из 150 г 10%-го раствора хлорида хрома(III) для получения 30%-го раствора этой соли?

а) 100; б) 20; в) 50; г) 40.

7. Молярная концентрация серной кислоты в растворе равна 11,7 моль/л, а плотность раствора составляет 1,62 г/мл. Массовая доля серной кислоты в этом растворе равна (в %):

а) 35,4; б) 98; в) 70,8; г) 11,7.

8. Число атомов кислорода в 19,4 г хромата калия равно:

а) 0,602 10 23 ; б) 2,408 10 23 ;

в) 2,78 10 23 ; г) 6,02 10 23 .

9. Лакмус покажет красную окраску в водном растворе (возможно несколько правильных ответов):

а) хлорида хрома(III); б) хлорида хрома(II);

в) хлорида калия; г) соляной кислоты.

10. Переход хромата в дихромат происходит в … среде и сопровождается процессом:

а) кислая, процесс восстановления;

б) кислая, не происходит изменения степеней окисления;

в) щелочная, процесс восстановления;

г) щелочная, не происходит изменения степеней окисления.

Ключ к тесту

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
в	г	б	б	г	а	в	б	а, б, г	б

Качественные задачи по идентификации веществ 1. Водный раствор некоторой соли разделили на две части. Одну из них обработали избытком щелочи и нагрели, выделившийся газ изменил цвет красного лакмуса на синий. Другую часть обработали соляной кислотой, выделившийся газ вызвал помутнение известковой воды. Какую соль подвергли анализу? Подтвердите свой ответ уравнениями реакций.

Ответ . Карбонат аммония.

2. При добавлении к водному раствору вещества А (раздельно) аммиака, сульфида натрия и нитрата серебра образуются белые осадки, причем два из них - одинакового состава. Что собой представляет вещество А? Напишите уравнения реакций.

Решение

Вещество А – AlCl 3 .

AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 + 3NH 4 Cl,

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl,

AlCl 3 + 3AgNO 3 = 3AgCl + Al(NO 3) 3 .

Ответ . Хлорид алюминия.

3. При сгорании в присутствии кислорода бесцветного газа А с резким характерным запахом образуется другой газ В, без цвета и запаха, реагирующий при комнатной температуре с литием с образованием твердого вещества С. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Решение

Вещество А – NH 3 ,

вещество В – N 2 ,

вещество С – Li 3 N.

4NH 3 + 3O 2 2N 2 + 6H 2 O,

N 2 + 6Li = 2Li 3 N.

Ответ . NH 3 , N 2 , Li 3 N.

4. Бесцветный газ А с характерным резким запахом реагирует с другим бесцветным газом В, имеющим запах тухлых яиц. В результате реакции образуется простое С и сложное вещество. Вещество С взаимодействует с медью с образованием соли черного цвета. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . SO 2 , H 2 S, S.

5. Бесцветный газ А с резким характерным запахом, легче воздуха, реагирует с сильной кислотой В, при этом образуется соль С, водный раствор которой не образует осадков ни с хлоридом бария, ни с нитратом серебра. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций (один из возможных вариантов).

Ответ . NH 3 , HNO 3 , NH 4 NO 3 .

6. Простое вещество А, образованное атомами второго по распространенности элемента земной коры, реагирует при нагревании с оксидом железа(II), в результате чего образуется соединение В, нерастворимое в водных растворах щелочей и кислот (кроме плавиковой). Вещество В при сплавлении с негашеной известью образует нерастворимую соль С. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций (один из возможных вариантов).

Ответ . Si, SiO 2 , CaSiO 3 .

7. Нерастворимое в воде соединение А бурого цвета при нагревании разлагается с образованием двух оксидов, один из которых – вода. Другой оксид В восстанавливается углем с образованием металла С, вторым по распространенности в природе металлом. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ . Fe(OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe.

8. Вещество А, входящее в состав одного из самых распространенных минералов, при обработке соляной кислотой образует газ В. При взаимодействии вещества В при нагревании с простым веществом С образуется только одно соединение – горючий газ без цвета и запаха. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . CaCO 3 , CO 2 , C.

9. Легкий металл А, реагирующий с разбавленной серной кислотой, но не реагирующий на холоде с концентрированной серной кислотой, взаимодействует с раствором гидроксида натрия, при этом образуются газ и соль В. При добавлении к веществу В соляной кислоты образуется соль С. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . Al, NaAlO 2 , NaCl.

10. Вещество А представляет собой мягкий, хорошо режущийся ножом серебристо-белый металл, легче воды. При взаимодействии вещества А с простым веществом В образуется соединение С, растворимое в воде с образованием щелочного раствора. При обработке вещества С соляной кислотой выделяется газ с неприятным запахом и образуется соль, окрашивающая пламя горелки в фиолетовый цвет. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . K, S, K 2 S.

11. Бесцветный газ А с резким характерным запахом окисляется кислородом в присутствии катализатора в соединение В, представляющее собой летучую жидкость. Вещество В, вступая в реакцию с негашеной известью, образует соль С. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . SO 2 , SO 3 , CaSO 4 .

12. Простое вещество А, жидкое при комнатной температуре, реагирует с серебристо-белым легким металлом В, образуя соль С, которая при обработке раствором щелочи дает белый осадок, растворяющийся в избытке щелочи. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . Br 2 , Al, AlBr 3 .

13. Твердое простое вещество А желтого цвета реагирует с серебристо-белым легким металлом В, в результате чего образуется соль С, полностью гидролизующаяся в водном растворе с образованием белого осадка и ядовитого газа с неприятным запахом. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . S, Al, Al 2 S 3 .

14. Простое неустойчивое газообразное вещество А превращается в другое простое вещество В, в атмосфере которого сгорает металл С; продуктом этой реакции является оксид, в котором металл находится в двух степенях окисления. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . O 3 , O 2 , Fe.

15. Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета А при нагревании разлагается с образованием простого газообразного вещества В, в атмосфере которого сгорает простое вещество С, образуя бесцветный газ без запаха, входящий в небольших количествах в состав воздуха. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . KMnO 4 , O 2 , C.

16. Простое вещество А, являющееся полупроводником, реагируя с простым газообразным веществом В, образует соединение С, не растворяющееся в воде. При сплавлении со щелочами вещество С образует соединения, называемые растворимыми стеклами. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций (один из возможных вариантов).

Ответ . Si, O 2 , SiO 2 .

17. Ядовитый бесцветный газ А с неприятным запахом разлагается при нагревании на простые вещества, одно из которых В представляет собой твердое вещество желтого цвета. При сгорании вещества В образуется бесцветный газ С с неприятным запахом, обесцвечивающий многие органические краски. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . H 2 S, S, SO 2 .

18. Летучее водородное соединение А сгорает в воздухе, образуя вещество В, растворимое в плавиковой кислоте. При сплавлении вещества В с оксидом натрия образуется растворимая в воде соль С. Идентифицируйте вещества, приведите уравнения реакций.

Ответ . SiH 4 , SiO 2 , Na 2 SiO 3 .

19. Труднорастворимое в воде соединение А белого цвета в результате прокаливания при высокой температуре с углем и песком в отсутствие кислорода образует простое вещество В, существующее в нескольких аллотропных модификациях. При сгорании этого вещества в воздухе образуется соединение С, растворяющееся в воде с образованием кислоты, способной образовывать три ряда солей. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ . Ca 3 (PO 4) 2 , P, P 2 O 5 .

* Знак +/– означает, что данная реакция протекает не со всеми реагентами или в специфических условиях.

Продолжение следует