Презентация Хром и его соединения
презентация к уроку

Слайд 1

Слайд 2

Хром и его соединения Никитина Людмила Владимировна , к. т. н., преподаватель химии

Слайд 3

1 . 1 Общая характеристика хрома

Слайд 4

Положение хрома в ПСЭ. Строение атома заряд ядра период группа Cr металл +24 4 VI B https://studfile.net/preview/3622056/page:19/

Слайд 5

Общая характеристика хрома Нахождение в природе Основные соединения хрома – минералы хромистый железняк (хромит) FeO ∙Cr 2 O 3 и хромат свинца PbCrO 4 ( крокоит ). http://www.sgm.ru/VISITORS/minerali-rossii.php?sel=7

Слайд 6

Общая характеристика хрома Физические свойства В свободном виде – голубовато-белый металл. Хром (с примесями) – один из самых твердых металлов, пластичен, устойчив на воздухе. При 2000 º С сгорает с образованием зеленого оксида хрома С r 2 O 3 . Плотность 7,19 г/см³ Температура плавления 1890 ºС Температура кипения 2480 ºС http://electrowelder.ru/index.php/news/14-industry/1544-properties-and-applications-of-chromium.html

Слайд 7

1 . 2 Получение хрома

Слайд 8

1 . Алюмотермический способ : Cr 2 O 3 +2 Al = Al 2 O 3 +2Cr 2 . Восстановление оксида коксом (углеродом) : Cr 2 O 3 + 4С = 2С r +4CO 3 . Электролиз водных растворов соединений хрома : Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O = 2Cr +3H 2 SO 4 +1,5O 2 https://www.flaticon.com/ru/free-icon/electrolysis_1055082 Получение хрома

Слайд 9

1.3 Химические свойства хрома

Слайд 10

Химические свойства хрома Взаимодействие с парами воды (в раскаленном состоянии) : 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 +3H 2 2 . Взаимодействие с неметаллами : а ) с галогенами (при повышенных температурах) : б) с азотом, фосфором, бором (при температуре выше 1000 º С ):

Слайд 11

Химические свойства хрома в) с серой ( образуются сульфиды различного состава ): г) с кислородом (при температуре выше 600 º С) : 3. Взаимодействие со сложными веществами : а) с кислотами :

Слайд 12

Химические свойства хрома В присутствии кислорода Cr реагирует c растворами кислот c образованием солей Cr (III): 4 С r + 12HCl+ 3O 2 = 4 CrCl 3 + 6H 2 O Концентрированная серная и азотная кислоты на холоду пассивируют хром. При сильном нагревании кислоты растворяют хром с образованием солей Cr (III): 2 С r + 6H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 +3SO 2 + 6H 2 O С r + 6HNO 3 = Cr(NO 3 ) 3 +3NO 2 + 3H 2 O https://kz.bizorg.su/kislota-azotnaya-r/p17233826-azotnaya-kislota

Слайд 13

Химические свойства хрома б ) с солями (способен вытеснять многие металлы из растворов их солей) : С r + С uSO 4 = CrSO 4 + Cu в) с щелочными расплавами окислителей : С r + КС l O 3 + 2 KOH = K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O Рассмотрим эту реакцию как окислительно -восстановительную : – 6e = + 6e = – восстановитель K С l O 3 – окислитель

Слайд 15

1 .3 Соединения хрома

Слайд 16

Соединения хрома ( II) а ) Оксид хрома ( II ) – порошок черного цвета Гидроксид хрома ( II ) – желтый осадок : CrCl 2 +2NaOH = Cr(OH) 2 + 2 NaCl Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер. CrO + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 O Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O Соединения хрома (II) – сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха : 2CrCl2 + 2HCl → 2CrCl 3 + H 2 ↑ 4CrO + O 2 → 2Cr 2 O 3 4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3

Слайд 17

Соединения хрома ( II) б ) Соли хрома ( II ) – водные соли хрома ( II ) получают без доступа воздуха растворением металлического хрома в разбавленных кислотах в атмосфере водорода. Безводные соли хрома ( II) белого цвета, а водные растворы и кристаллогидраты (С rSO 4 ∙5H 2 O) – синего цвета. Проявляют свойства восстановителей, легко окисляются : 4CrCl 2 + O 2 + 4HCl = 4CrCl 3 + 2H 2 O 2CrCl 2 + 4H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 +SO 2 +4HCl + 2H 2 O CrCl 2 + 4HNO 3 = Cr(NO 3 ) 3 + NO 2 +2HCl + H 2 O С аммиаком образуют комплексные соли- аммиакаты : хлорид гексааминохром ( II )

Слайд 18

а ) Оксид хрома ( III ) – зеленый нерастворимый в воде порошок. При обычных условиях плохо растворим в кислотах и щелочах. Получение : Амфотерный свойства : Соединения хрома ( III)

Слайд 19

б ) Гидроксид хрома ( III ) – нерастворимое в воде вещество от голубого до зеленого цвета. Получение : Амфотерный свойства : При нагревании разлагается : 2С r(OH) 3 = Cr 2 O 3 + 3H 2 O Соединения хрома ( III)

Слайд 20

в ) Соли хрома ( III ) – имеют фиолетовую или темно-зеленую окраску. Проявляют и окислительные, и восстановительные свойства : https://studarium.ru/article/178 Соединения хрома ( III)

Слайд 21

а ) Оксид хрома ( VI ) – ярко-красные кристаллы, растворимые в воде. Ядовит ! Получение : CrO 3 – кислотный оксид, со щелочами образует желтые хроматы : https://studarium.ru/article/178 Соединения хрома ( VI)

Слайд 22

б ) Гидроксиды С r (VI) Оксиду хрома ( VI ) соответствуют две кислоты : хромовая – H 2 CrO 4 и дихромовая - H 2 Cr 2 O 7 CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4 При большой концентрации С rO 3 образуется дихромовая кислота : 2CrO 3 + H 2 O = H 2 Cr 2 O 7 При разбавлении водой : H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 2H 2 CrO 4 Эти кислоты неустойчивые. Существуют только в растворе : 2H 2 CrO 4 <=> H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O Соединения хрома ( VI)

Слайд 23

в ) Соли хрома ( VI ) Хроматы – соли хромовой кислоты, устойчивы в щелочной среде ( Na 2 CrO 4 ) . Дихроматы – соли двухромовой кислоты ( Na 2 Cr 2 O 7 ) В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы : В щелочной среде дихроматы превращаются в хроматы : https://chem.ru/hromat-kalija.html Соединения хрома ( VI)

Слайд 24

Окислительные свойства хроматов и дихроматов Разложение дихроматов при нагревании http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/ca79df06-61c3-dad7-403b-8f64c567f1ae/index.htm Соединения хрома ( VI)

Слайд 25

Окислительные свойства хроматов и дихроматов В нейтральной среде : В щелочной среде : В кислой среде : Соединения хрома ( VI)

Слайд 26

Заключение С повышением степени окисления атомов С r в оксидах и гидроксидах основной характер ослабевает, а кислотный – усиливается. В этом же направлении происходит замена восстановительной активности на окислительную.

Слайд 27

Задания для самопроверки Осуществите цепочку превращения Составьте электронную схему и молекулярные уравнения ОВР