Исследование соединений хрома

Министерство образования и науки Республики Бурятия

Заиграевское Районное Управление Образованием

Муниципальное Бюджетное Общеобразовательное Учреждение

«Онохойская средняя общеобразовательная школа №2»

Исследовательская работа:

«Исследование соединений хрома.»

                    Ф И исполнителя:

                                                  Трубникова Юлия – учащаяся 11 класса                                                            

Ф И О научного руководителя:

Кунгурова И.А.  - учитель биологии и химии

высшей квалификационной категории

2020 г

Введение 

Актуальностью работы является то, что при использовании данного пособия для подготовки к ЕГЭ, выпускник не только повторяет и закрепляет теоретические сведения по заданному разделу, но и может наблюдать результат химических реакций с участием соединений хрома.  

В качестве объекта исследования нами были выбраны соединения хрома (III) и соединения хрома (VI).

Предмет исследования – химические реакции, лежащие в основе лабораторных способов получения, окислительно-восстановительных процессов, кислотно-основных свойств соединения хрома (III), (VI) и наиболее часто встречающиеся в заданиях ЕГЭ.

 Гипотеза: если грамотно подойти к изучению соединений хрома на основе химического эксперимента, то это будет способствовать более прочному усвоению основных теоретических вопросов в изучении соединений хрома.

 Цель работы: создание интерактивного пособия по теме «Соединения хрома».

Задачи: 

1. Изучить литературные источники, связанные с выбранной темой.

2. Познакомиться с соединениями хрома (III) на практике, рассмотреть их способы получения и химические свойства.

3. Провести необходимые реакции с участием соединений хрома (VI).

 4. Проанализировать результаты опытов и сделать выводы.

5. Разработать интерактивное пособие по теме «Соединения хрома».

6. Представить свою работу школьникам, проявляющим интерес к предмету химия и выбравшим его для итоговой аттестации.

Методы и приемы реализации поставленных целей и задач:

1. Обобщение, систематизация, анализ.

2. Практическая работа, экспериментальные исследования.

 3. Наблюдение и рекламная деятельность.

Глава 1. Теоретическая часть

1.1.  Общие сведения о хроме.

Хром серебристо-белый тугоплавкий металл, при обычных условиях неактивен за счет плотной оксидной пленки Сr2О3, которая разрушается при нагревании; природные минералы: FeOСr2О3 – хромистый железняк, FeCrO4 – хромит; электронная формула: 1s22s2p63s2p6d54s1 – наблюдается провал одного электрона с 4s- на 3dподуровень с образованием устойчивого наполовину заполненного 3dподуровня. За счет шести валентных электронов и шести валентных орбиталей проявляет максимальную степень окисления +6 и валентность (VI). В соединениях обычно проявляет степени окисления +2, +3, +6, среди которых наиболее устойчивы соединения Сr3+. Постепенно с  ростом степени окисления основные свойства оксидов и гидроксидов постепенно сменяются кислотными, восстановительная способность соединений убывает, а окислительная – возрастает. Так, соединения хрома (II) (CrO, Cr(OH)2) имеют основный характер и являются сильными восстановителями; высшему оксиду хрома CrO3 соответствуют хромовая H2CrO4 и двухромовая кислоты H2Cr2O7, для них характерны окислительные свойства. Соединения хрома в промежуточной степени окисления, главным образом +3 (Сr2О3, Cr(OH)3), амфотерны (см. приложение 2,3). Они наиболее устойчивы в водных растворах по отношению как к окислению, так и к восстановлению .

1.2. Соединения хрома (II)

Оксид хрома (II) CrO – пирофорный порошок черного цвета . Образуется при окислении амальгамы хрома кислородом воздуха: 2Cr/Hg + O2 = 2CrO + 2Hg, а также при термическом разложении карбонила: Cr(CO)6 = CrO + 5CO + C

Основные свойства проявляются в его взаимодействии с разбавленной соляной кислотой: CrO + 2HCl = CrO + H2O CrO + разбавленные серная и азотная кислоты и щелочи ≠ нет реакции

CrO + H2O ≠ нет реакции, не растворяется.  При растирании на воздухе или нагревании оксид хрома (II) воспламеняется, сгорая до оксида хрома (III), а при температуре белого каления даже способен отнимать кислород у углекислого газа:

 4СrO(т) + О2(г) = 2Сr2О3(т) зеленый, 2СrO + СО2 = Сr2О3 + СО.  

Нагревание в инертной атмосфере или вакууме приводит к диспропорционированию:

3СrO = Сr2О3 + Сr (7000С; вакуум).

 При температуре 10000С водород восстанавливает СrO до металла:

СrO (т) + H2 = Сr + H2O

Гидроксид хрома (II) Cr(ОН)2 – вещество коричневого или желтого цвета, плохо растворимый в воде, проявляет основные свойства, медленно реагирует только с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего или голубого цвета, хороший восстановитель . В виде желтого осадка Cr(OH)2 получают при действии раствора щелочи на хлорид хрома (II): CrCl2(т) + 2NaОН(р) = Cr(OH)2↓желтый + 2NaCl . Cr(ОН)2 проявляет основные свойства; взаимодействует только с кислотами:

Cr(ОН)2 + 2ОН3++ 2Н2О → [Cr(ОН2)6 ]2+.

Образующиеся при этом аквакомплексы [Cr(ОН2)6]2+ синего цвета.

Сr(ОН)2(т) + разбавленные кислоты и щелочи ≠ нет реакции

Сr(ОН)2(т) + 2HCl(к) = CrCl2(р) голубой + 2H2O

Сr(ОН)2(т) = CrO(т) + H2O (t, в отсутствии кислорода)

Восстановительные свойства (легко окисляется кислородом воздуха)

4Сr(ОН)2(т) желтый + О2(г) + 2Н2О = 4Сr(ОН)3↓серо-зеленый

4Сr(ОН)2↓желтый + О2(г) = 4СrО(ОН)↓зеленый + 2Н2О

СrО(ОН) + 3NaОН(расплав) + Н2О = Na3[Cr(OH)6]зеленый

4Сr(ОН)2(т) желтый + О2(г) = 2Сr2О3↓+ 4Н2О (t)

Соли хрома (II). Известны галогениды хрома (II), сульфаты и перхлораты; водные растворы соединений хрома (II) небесно-голубого цвета, тогда как безводные соли бесцветны. Все соли хрома (II) – сильные восстановители, в растворах окисляются кислородом воздуха

1.3. Соединения хрома (III)

 Оксид хрома (III) Сr2О3 (хромовая охра) — темно-зеленое тугоплавкое вещество (по твердости сравнимо с корундом). Химическая активность Сr2О3 зависит от способа его получения. Благодаря высокой энергии кристаллической решётки не реагирует с водой, с растворами кислот и щелочей; перевести его в растворимое состояние можно только в очень жестких условиях, сплавляя со щелочами, карбонатами, сильными окислителями Получение:

(NH4)2Cr2O7 = N2↑ + Cr2O3 + 4H2O (t)

4Cr + 3O2 = 2Cr2O3 (500-7000C),

2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O (t)

4K2Cr2O7 = 4K2CrO4+ 2Cr2O3(т) + 3O2 (t>4500C)

Оксид хрома (III) химически активен, проявляет отчетливо выраженные амфотерные свойства:

Cr2O3 + H2O ≠ нет реакции

Cr2O3 + 2MeOH(плав) = 2MeCrO2 + H2O (400-500 0C, Me = Li, Na, K)

Сr2О3 + Na2CO3(т) = 2NaCrO2 + СО2↑ (сплавление)

Сr2О3 + 6KHSO4(т) = 3K2SO4 + Cr2(SO4)3 +3H2O (сплавление)

Сr2О3+ 3H2SO4(р) = Cr2(SO4)3 + 3H2O (t)

Сr2О3 + 6NaOH + 3Н2О →2Na3[Cr(OH)6]

Гидроксид хрома (III) Сr(ОН)3, а точнее гидрат оксида Cr2O3·3H2O  - твердое вещество зеленого цвета, в виде студнеобразного осадка, типичный амфотерный гидроксид , плохо растворим в воде, легко взаимодействует с кислотами и щелочами.

Кислотные свойства:  

Сr(ОН)3(т) + 3КОН(к) = К3[Сr(ОН)6](р) зелёный

Сr(ОН)3(т) + 3КОН(р) + 2H2O = K[Cr(OH)4(H2O)4] (р) зелёный

Сr(ОН)3(т) + 3КОН(т) = KCrO2+2H2O (400-5000C, сплавление)

Основные свойства:

2Сr(ОН)3(т) + 3H2SO4(р) = Cr2(SO4)3 + 6H2O

Сr(ОН)3(т) + 3HCl(р) = CrCl3 + 3H2O

Сr(ОН)3(т) + 6KSCN(р) = K3[Cr(SCN)6] тёмно-красный + 3KOH

Восстановительные свойства :

2Сr(ОН)3(т) + 3H2O2 + 4NaOH(к) = 2Na2CrO4 + 8H2O

2Сr(ОН)3(т) + 3Br2(р) +10NaOH(к) = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O

Соли хрома (+3)  имеют разную окраску: от красно-фиолетовой (или розовой) – для безводных солей, через зелёную к сине-фиолетовой  для кристаллогидратов.

Все соединения трехвалентного хрома сравнительно легко окисляются в соли хромовой или двухромовой кислоты . Окисление может быть осуществлено действием различных окислителей:

2CrCl3 + 3H2O2 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 8H2O + 6NaCl

Сr2(SO4)3(р) + 3Br2(р) + 16NaOH(р) = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 3Na2SO4 + 8 H2O Сr2(SO4)3(р) + Zn = 2CrSO4 + ZnSO4 Cr2S3(т) + 12NaOH(к) = 2Na3[Cr(OH)6] + 3Na2S

1.4. Соединения хрома (VI)

Оксид хрома (VI) СrО3 – вещество темно-красного цвета; кислотный оксид; сильный окислитель, хорошо растворим в воде, ядовит. Темно-красные кристаллы  хромового ангидрида образуются при действии концентрированной серной кислоты на насыщенный раствор дихромата калия или натрия: 2H2SO4 + К2Сr2О7 → 2СrO3↓ + 2KHSO4 + H2О СrO3 имеет кислотный характер: легко растворяется в воде, образуя хромовые кислоты. С избытком воды образует хромовую кислоту Н2СrO4: СrO3(т)+ Н2О = Н2CrO4.

При большей концентрации СrO3 образуется дихромовая кислота H2Cr2O7:

2СrO3(т) + Н2О = Н2Сr2O7, которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту: Н2Сr2O7 + Н2О = 2Н2СrO4. Хромовые кислоты существуют только в водном растворе. Однако их соли весьма устойчивы .  

Оксид хрома (VI) реагирует со щелочами и основными оксидами, образуя хроматы: CrO3(т) +  K2O(т) = K2CrO4 (t)

СrО3(т) + 2NaOH(р) = Na2CrO4(р)+ H2O

2СrО3(т) + 2NH3∙H2O(р) = (NH4)2Сr2O7 + H2O

СrО3(т) + 2NH3∙H2O(к) = (NH4)2СrO4 + H2O

CrO3 – сильный окислитель:

3СrO3(т)  = СrO2 + Сr2О3 + 2О2↑(3700С);

4СrO3 = 2Сr2О3 + 3О2↑

СrO3(т) + 3Н2 = Сr + 3Н2О;

2СrO3(т) + 3Н2 = Сr2О3 + 3Н2О

4СrO3 + 3С = 3СO2↑ + 2Сr2О3(t);

2СrO3 + 3СО = 3СO2↑ + Сr2О3(t)

4СrO3 + 3S = 3SO2↑ + 2Сr2О3(t);

10СrO3(т) + 6P = 3P2О5 + 5Н2О(t)

2СrO3(т)  + 2NH3(г) = Cr2O3 + N2↑ + 3Н2О;

2СrO3(т)  + 3H2S(р) = Cr(OH)3 + 3S

14СrO3(т)  + 12KI = CrI3 + 3I2↑ + 6K2Сr2O7   (t, Н2О)

4СrO3 + С2Н5ОН = 2Сr2О3 + 2СО2↑ + 3Н2О

Реакция обнаружения спирта в выдыхаемом воздухе (при pH < 7):

4СrO3(т) красный  + 3С2Н5ОН = 2Сr2О3 зеленый + 3CH3COOH + 3Н2О

 Хромовые кислоты и их соли. Водный раствор хромового ангидрида представляет собой смесь хромовой и  дихромовой кислот,  которые находятся в равновесии друг с другом. Хотя ни одна кислота не выделена в свободном виде, их соли хорошо изучены.  Соли хромовой кислоты называются хроматами, дихромовой – дихроматами (бихроматами).  Ионы  CrO42− и Сr2О72− превращаются друг в друга при изменении концентрации водородных ионов по уравнениям:

2СrО42− + 2Н+ ↔ Сr2О72− + Н2О и Сr2О72− + 2OH− ↔ 2СrО42− + H2O

Отсюда видно, что если подкислить раствор, то равновесие будет смещаться в сторону образования дихромат-ионов Сr2О72−, и наоборот, если добавить щелочи, то равновесие будет смещаться в сторону образования хромат-ионов СrО42−.О взаимных превращениях этих солей легко судить по изменению окраски: хроматы имеют желтый цвет, а дихроматы – оранжевый:

2К2CrO4 (р) желтый + H2SO4 ↔ К2Сr2О7 (р) оранжевый  + K2SO4 + Н2О;

2К2CrO4 (р) желтый + 2H2SO4 ↔ К2Сr2О7 (р) оранжевый  + 2KHSO4 + Н2О;

K2Cr2O7(р) оранжевый  + 2КОН ↔ 2К2СrO4 (р) желтый + H2О.

 Соли щелочных металлов и аммония хромовых кислот хорошо растворимы в воде. Соли других металлов растворяются трудно. Дихроматы Na2Сr2О7 ∙ 2Н2О и К2Сr2О7 называются хромпиками. Они как окислители применяются в лабораторной практике и химической технологии, в кожевенной, лакокрасочной, спичечной и текстильной промышленности. Хромовая смесь – так называется 3%-ный раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте – применяется в химических лабораториях для мытья стеклянной посуды

Хроматы образуются при спекании хромита с поташом на воздухе:  

4(Cr2Fe II)O4 + 8K2CO3 + 7O2 = 2K2СrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2

Дихроматы можно получить подкислением растворов хроматов:

2К2СrO4 + 2H2SO4 = K2Cr2O7 + 2KHSO4 + Н2О

 В кислой среде хроматы, где они присутствуют в виде дихромат-ионов, могут быть восстановлены до солей хрома (III):

K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O

В нейтральной и слабощелочной средах хромат-ионы восстанавливаются до гидроксида хрома (III):

2K2CrO4 (к) +3H2S + 2H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3S↓ + 4KOH

В сильно-щелочной – до гидроксохроматов (III) [Cr(OH)6]3−:

K2CrO4 (к) + Al + 4KOH + 4H2O = K3[Cr(OH)6] + K3[Al(OH)6]

В щелочной среде окислительная способность хроматов значительно ниже, поэтому для их перевода в соединения хрома (III) требуются более сильные восстановители – гидразин, борогидриды, гипосульфиты и гипофосфиты.  

Обменные реакции:

K2CrO4 (р) + BaCl2 (р) = ВаСrO4↓ желтый  + 2KCl

K2CrO4 (р) + H2O + BaCl2 = ВаСrO4↓ желтый  + 2KCl + H2CrO4

K2CrO4 (р) + 2AgNO3 (р) = Ag2СrO4↓ кирпично-красный + 2KNO3

Водные растворы хроматов и дихроматов токсичны.

2. Экспериментальная часть

 Опыт№1: Получение оксида хрома (III) 

В фарфоровую чашку насыпаем небольшое количество кристаллического дихромата аммония. Формируем его в виде горки, капаем 2 капли спирта и спичкой поджигаем вершину.

Вывод. В результате бурного разложения бихромата образуются оксид хрома(III), азот и вода:                        (NH4)2Cr2O7 −tºС→ Cr2O3 + N2↑+ 4H2O

Опыт №2: Свойства оксида хрома (III) 

В пять чистых пробирок помещаем по одному микрошпателю полученного оксида хрома (III), затем указанные в таблице объёмы (порции) других веществ:

Подогреваем содержимое пробирок №№1-3, не доводя до кипения. Смеси в пробирках №№ 4 и 5 сплавляем на спиртовке. Охлаждаем продукт сплавления и растворяем его в воде.  

Вывод. Оксида хрома (III) – амфотерный оксид – при комнатной температуре в воде не растворяется, реагирует с  растворами кислот и щелочей при нагревании:  

Сr2О3 + 3H2SO4(р) → Cr2(SO4)3 + 3H2O.

При сплавлении Cr2O3 с твердыми щелочами и содой получаются соединения Cr+3 – хромиты:                                Cr2O3 + 2KOH → 2KCrO2 + H2O

                                                 Cr2O3 + K2CO3 → 2KCrO2 + CO2↑.

Опыт №3:Получение гидроксида хрома (III)

К 5-6 каплям раствора соли Cr3+ приливают 5-6 капель концентрированного раствора гидроксида натрия. Испытываем полученный осадок на растворимость в избытке конц. NаOH с последующим нагреванием.  

Выво: Гидроксид хрома (III) можно получить при действии на соль хрома (III)  раствора аммиака:

CrCl3 + 3NaOH→ Cr(OH)3↓+3NаCl

Cr(OH)3 + 3NaOH (изб) → Na3[Cr(OH)6]

                                                                   гексагидроксохромат(III) натрия

Опыт №4: Кислотно-основные свойства гидроксида хрома (III)

 В две чистые пробирки наливаем по 1-2 мл раствора хлорида хрома CrCl3 и приливаем понемногу раствор щелочи до образования осадка гидроксида хрома Cr(OH)3. В одну из пробирок приливаем избыток едкого кали, в другую – раствор соляной кислоты до растворения осадка.

Вывод:  гидроксид хрома (III) проявляет амфотерные свойства, реагирует с кислотами и щелочами:  

Cr(OH)3↓ + 3HCl → CrCl3 + 3H2O

Cr(OH)3↓ + 3KOH → K3[Cr(OH)6]

Опыт №5: Восстановительные свойства гидроксида хрома (III)

 В чистую пробирку наливаем 1-2 мл раствора хлорида хрома (III) и приливаем понемногу раствор едкого кали до образования осадка гидроксида хрома Cr(OH)3, затем добавляем несколько капель 3%-ного раствора пероксида водорода и нагреваем  пробирку.

Вывод: гидроксид хрома (III) обладает восстановительными свойства, так как в ходе реакции наблюдается переход зеленой окраски раствора в желтую, что указывает на образование в растворе хромат-ионов CrO42−:

2Cr(OH)3↓ + 3H2O2 + 4KOH → 2K2CrO4 + 8H2O

Опыт №6: гидролиз хромитов

Наливаем в пробирку 1-2 мл раствора хлорида хрома (III) и приливаем к нему избыток раствора щелочи до растворения выпавшего осадка (зеленого цвета) и образования раствора, имеющего ярко-зеленую окраску. Нагреем содержимое пробирки (раствор хромита) до кипения.

 Вывод: В отличие от алюминатов и цинкатов хромиты необратимо разлагаются при кипячении вследствие почти полного гидролиза:

KCrO2 + 2H2O = Cr(OH)3↓ + KOH

Опыт №7: Окисление солей хрома (III) в щелочной среде

Наливаем в пробирку 1-2 мл раствора хлорида хрома (III) и приливаем к нему избыток раствора щелочи до растворения выпавшего осадка. К полученному раствору хромита добавляем 3-5 капель 3%-ного раствора перекиси водорода и слегка нагреваем пробирку. Вывод: соли хрома (III) при взаимодействии с пероксидом водорода в щелочной среде проявляют восстановительные свойства:

2KCrO2  + 3H2O2 + 2KOH → 2K2CrO4 + 4H2O

Опыт №8: Соединения хрома (VI) Смещение равновесия между хроматами и дихроматами 

В чистую пробирку наливаем 1-2 мл раствора хромата калия. Приливаем по каплям раствор серной кислоты до перехода желтого цвета раствора в красно-желтый (оранжевый) цвет вследствие образования дихромата калия. Затем приливаем по каплям раствор едкого кали до перехода красно-желтого цвета раствора в желтый вследствие образования хромата калия.

Вывод:  в зависимости от среды возможен переход хроматов в бихроматы и обратно: 2K2CrO4 (желтый р-р) + H2SO4 → K2Cr2O7 (оранжевый р-р) + K2SO4 + H2O

K2Cr2O7 (оранжевый р-р) + 2KOH → 2K2CrO4 (желтый р-р) + H2O.

Опыт №9: Окислительные свойства дихроматов

В 3 пробирки наливаем по 1-2 мл раствора K2Cr2O7 и добавляем по одному микрошпателю К2SO3. В 1-ю пробирку приливаем немного раствора серной кислоты, во 2-ю добавляем воду, в 3-ю- раствор гидроксида калия. Встряхиваем пробирки.  

Вывод: являясь окислителем, ион Cr2O72− восстанавливается до иона Cr3+в кислой среде,

гидроксида хрома (III) в нейтральной среде и образует ион[Cr(OH)6]+3 в щелочной среде

K2CrO4 +3К2SO3 + 4H2O+2KOH →2K3[Cr(OH)6]+3K2SO4

K2Cr2O7 + 3К2SO3 + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

K2Cr2O7 +3К2SO3 + 4H2O→Cr(OH)3↓+ 3K2SO4+2KOH

Опыт №10:Реакция с нитратом серебра

 Наливаем в одну пробирку  раствор хромата калия (желтый цвет), в другую – раствор дихромата калия (оранжевый) и добавляем по 2-3 капли раствора нитрата серебра.  

Вывод: обе реакции сопровождаются образованием красно-бурого осадка, что указывает на присутствие в растворе ионов CrO42- и Cr2O72-:  

K2CrO4 + 2AgNO3 → Ag2CrO4↓ + 2KNO3

K2Cr2O7 + 2AgNO3 → Ag2Cr2O7↓ + 2KNO3

Опыт №11:Реакция  с хлоридом бария

В одной пробирке смешиваем 1-2 мл раствора хромата калия (желтый цвет) и хлорид бария, в другой – дихромат калия (оранжевый)  и хлорид бария.  

Вывод: образование желтого осадка BaCrO4 указывает на присутствие в растворе ионов CrO42-:

K2CrO4 + BaCl2 → BaCrO4↓ + 2KCl

K2Cr2O7 + 2BaCl2 + H2O → 2BaCrO4↓ + 2KCl + 2HCl

Выводы

В ходе проведенной исследовательской работы был изучен и обобщен материал по соединениям хрома:

 1. С увеличением степени окисления металла основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а кислотные усиливаются.

2. Окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степени окисления в ряду: Сr+2 → Сr+3 → Сr+6.

 3. Соединения хрома весьма разнообразны по окраске.

 4. Все хромовые кислоты и их соли, а также оксид хрома (VI) ядовиты;

5. Проведены необходимые реакции с участием соединений хрома (III) и соединений хрома (VI) на практике, проанализированы результаты опытов и сделаны выводы;  

6. Разработано и апробировано на уроках химии и элективных занятиях интерактивное пособие «Соединения хрома»

Материал, представленный в работе, может быть использован как на уроках химии, так и во внеурочной деятельности по предмету. Интерактивное пособие «Соединения хрома» помогает выпускникам средней школы и учащимся овладеть более прочными знаниями по предмету. Принцип, положенный в основу данного пособия, может быть использован при создании подобных приложений по другим учебным дисциплинам. Многогранность исследуемой темы открывает возможность для дальнейшей работы, направленной на решение проблем, требующих от выпускников не только глубокого усвоения учебного материала, но и выработки навыков практического применения имеющихся знаний.

Список литературы:

 1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для вузов. – 4-е изд., испр. – М.: Высш. шк., Изд. центр «Академия», 2001. ил. – с.607-612

2. Безрукова С.А. Лабораторный практикум по общей и неорганической химии: руководство к лабораторным работам: в 2 ч. /С.А. Безрукова, В.А. Андреев. - Северск: Изд-во СТИ НИЯУ МИФИ, 2011. - 2 ч. – c.14  

3. Верховский В.Н., Смирнов А.Д. Техника химического эксперимента. Пособие для учителей. Т.II. Изд. 6-е перераб. М., «Просвещение», 1975. с ил. – с. 366-367  

4. Денисова С.А. Химия (аналитическая): учеб.-метод. пособие для студентов геолог. ф-та / С.А. Денисова, Л.И. Торопов; Перм. ун-т. – Пермь, 2011. – с.122  

5. Кочкаров Ж.А. Химия в уравнениях реакций: учебное пособие/ Ж.А. Кочкаров. – Изд. 2-е. –Ростов н/Д: Феникс, 2016. – 332, [1]с. – (Без репетитора) – с.182-195

6. Лидин Р.А. Химия: Полный справочник для подготовки к ЕГЭ / Р.А. Лидин. – М.: АСТ: Астрель. 2010. – 286, [2] с. – (Единый государственный экзамен) – с.67-68  

 7. Третьяков Ю.Д. Неорганическая химия: в 3 т. / под ред. Ю.Д. Третьякова. Т. 3: Химия переходных металлов. Кн. 1: учебник для студ. высш. учеб. заведений/ [А.А. Дроздов, В.П. Зломанов, Г.Н. Мазо, Ф.М. Спиридонов]. – М.: Издательский центр «Академия», 2007. – с.186  

8. Хомченко Г.П.  Пособие по химии для поступающих в вузы. – 4-е изд. испр. и доп. – М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2009. ил. – с.316-320

Приложение №1

Изучение свойств оксида хрома (III)

Сr2О3 + 3H2SO4(р)−tºС→ Cr2(SO4)3 + 3H2O

Cr2O3 + 2NaOH −tºС → 2NaCrO2 + H2O

Cr2O3 + Na2CO3 −tºС → 2NaCrO2 + CO2↑

Приложение №2  

Получение гидроксида хрома (III)

CrCl3 + 3NaOH→ Cr(OH)3↓+3NаCl

Cr(OH)3 + 3NaOH (изб) → Na3[Cr(OH)6]

Приложение №3

Кислотно-основные свойства гидроксида хрома (III)

Cr(OH)3↓ + 3HCl → CrCl3 + 3H2O

Cr(OH)3↓ + 3NaOH → Na3[Cr(OH)6]

Приложение №4

Окисление солей хрома (III)

CrCl3 + 3NaOH→ Cr(OH)3↓+3NаCl

Cr(OH)3 + NaOH= NaCrO2 + 2H2O

2NaCrO2  + 3H2O2 + 2KOH → 2K2CrO4 + 4H2O

Приложение №5

Соединения хрома (VI) Смещение равновесия между хроматами и дихроматами 

2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

K2Cr2O7 + 2KOH → 2K2CrO4 + H2O.

Приложение №6  

Окислительные свойства дихроматов    

K2CrO4 +3К2SO3 + 4H2O+2KOH →2K3[Cr(OH)6]+3K2SO4

K2Cr2O7 + 3К2SO3 + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

K2Cr2O7 +3К2SO3 + 4H2O→Cr(OH)3↓+ 3K2SO4+2KOH

Приложение №7

Качественные реакции на хроматы и дихроматы

K2CrO4 + 2AgNO3 → Ag2CrO4↓ + 2KNO3

        K2CrO4                     Ag2CrO4↓

K2CrO4 + BaCl2 → BaCrO4↓ + 2KCl

K2Cr2O7 + 2BaCl2 + H2O → 2BaCrO4↓ + 2KCl + 2HCl

Компактная таблица цветов соединения хрома