Металлы побочных подгрупп в химии - формулы и определения с примерами решения задач

Где применяется калий хромат?

В кожевенной промышленности применяется в качестве дубителя. При крашении тканей используется как протрава.
Используется как один из компонентов состава электролитов специального химического обезжиривания.
В качестве отбеливателя для воска и масла.
В органическом синтезе как окислитель, например, при производстве красителей.
Также хромовокислый калий используется для приготовления раствором оксидирования серебра электрохимического и для пассирования изделий из сплавов меди и серебра.
В медицине применяется как гомеопатическое средство.
В лабораториях для мытья посуды используется смесь равных объемов концентрированной кислоты серной и раствора K2Cr2O7, насыщенного предварительно на холоде.

Оксид хрома CrO2(IV) (диоксид хрома)

Диоксид хрома применяется в производстве элементов памяти для компьютеров.

все диоксиды элементов 6-й группы (Cr, Mo, W) имеют структуру рутила;
не реагируют с водой и щелочами;
диоксид хрома имеет черную окраску, обладает металлической проводимостью, является ферромагнетиком;
диоксиды, как промежуточный прдукт реакции, получают при разложении или восстановлении высших оксидов (VI) соответствующих металлов, при темературах 250°(Cr), 450°C(Mo), 600°C(W):
3(NH₄)Cr₂O₇ → 6CrO₂+2N₂+9H₂O+2NH₃
MoO₃+H₂ → MoO₂+H₂O
WO₃+H₂ → WO₂+H₂O
диоксид хрома получают нагреванием Cr₂O₃ в кислороде при 300°C и высоком давлении;
устойчивость диоксида возрастает в ряду от хрома к вольфраму.

Химические свойства

Хроматы реагируют с перекисью водорода с образованием продуктов, в которых перекись O2− ₂, заменяет один или несколько атомов кислорода. В кислом растворе образуется неустойчивый синий пероксокомплекс Перекись оксида хрома(VI) CrO(O ₂ ) ₂ ; это незаряженная ковалентная молекула, которую можно экстрагировать в эфир . Добавление пиридина приводит к образованию более устойчивого комплекса CrO(O ₂ ) ₂ py.

Кислотно-основные свойства

Диаграмма преобладания хромата

В водном растворе хромат- и дихромат-анионы находятся в химическом равновесии .

2КрО _2− ₄+ 2 Н + ⇌ Cr₂О2− ₇+ Н ₂ О

Диаграмма преобладания показывает, что положение равновесия зависит как от рН , так и от аналитической концентрации хрома. Ион хромата является преобладающим видом в щелочных растворах, но дихромат может стать преобладающим ионом в кислых растворах.

Дальнейшие реакции конденсации могут протекать в сильнокислом растворе с образованием трихроматов Cr₃О2− ₁₀, и тетрахроматы , Cr₄О2− ₁₃. Все полиоксианионы хрома (VI) имеют структуру, состоящую из тетраэдрических звеньев CrO ₄ с общими углами.

Ион хромата водорода, HCrO ₄— , является слабой кислотой

HCrO− ₄⇌ CrO2− ₄+ Н + ; р К _≈ 5,9

Он также находится в равновесии с дихромат-ионом:

2HCrO _− ₄⇌ Кр₂О2− ₇+ Н ₂ О

Это равновесие не связано с изменением концентрации ионов водорода, что предсказывает, что равновесие не зависит от рН. Красная линия на диаграмме преобладания не совсем горизонтальна из-за одновременного равновесия с ионом хромата. Ион хромата водорода может быть протонирован с образованием молекулярной хромовой кислоты H ₂ CrO ₄ , но p K _a для равновесия

H ₂ CrO ₄ ⇌ HCrO− ₄+ Н +

характеризуется не очень хорошо. Сообщаемые значения варьируются примерно от -0,8 до 1,6.

Ион дихромата является несколько более слабым основанием, чем ион хромата:

HCr₂О− ₇⇌ Кр₂О2− ₇+ Н + , р К = 1,18

Значение p K для этой реакции показывает, что при pH > 4 ею можно пренебречь.

Окислительно-восстановительные свойства

Ионы хромата и дихромата являются довольно сильными окислителями . Обычно к атому хрома добавляют три электрона, восстанавливая его до степени окисления +3. В кислом растворе образуется водный ион Cr 3+ .

Кр₂О2− ₇+ 14 H + + 6 e — → 2 Cr 3+ + 7 H ₂ O ε = 1,33 В

В щелочном растворе образуется гидроксид хрома(III). Окислительно- восстановительный потенциал показывает, что хроматы являются более слабыми окислителями в щелочном растворе, чем в кислом.

CrO2− ₄+ 4 часа₂О + 3 е — → Cr (ОН)₃+ 5 ОН− е = -0,13 В

Что такое дихромат?

Дихромат — это оксианион хрома, имеющий химическую формулу Cr₂О₇2-. Обычно мы используем этот термин для обозначения соединений, содержащих этот анион, как одной группы. Например, дихромат калия, дихромат натрия являются дихроматами. Кроме того, соединения, содержащие дихромат в качестве аниона, имеют ярко-оранжевый цвет. Молярная масса этого аниона составляет 215,99 г / моль. При рассмотрении геометрии дихромата он имеет тетраэдрическую геометрию вокруг атома хрома.

В водном растворе обычно существует равновесие между хроматом и дихроматом. Однако мы можем найти большое количество дихромата и очень небольшое количество хромата при низких значениях pH (ниже 6,5 pH).

Как получают хромат калия?

Хромовокислый калий получают несколькими способами:

Путем окисления оксида хрома калия хлоратом (реакция происходит при температуре 500-700 градусов): Cr2O3 (оксид хрома)+ KClO3 (хлорат калия) + K2CO3 (карбонат калия) = 2K2CrO4 (калия хромат) + KCl (хлористый калий) + 2CO2 (углекислый газ)
Путем растворения оксида хрома в гидроксиде калия: CrO3 (хрома оксид) + 2KOH (гидроксид калия) = K2CrO4 (калия хромат) + H2O (вода)
Путем разложения дихромата калия при его нагревании (реакция осуществляется при температуре 500-600 градусов): 4K2Cr2O7 (калия бихромат) = 4K2CrO4 (калия хромат) + 2Cr2O3 (оксид хрома) + 3O2 (кислород)
Путем воздействия концентрированного раствора калия гидроксида на калия бихромат: K2Cr2O7 (калия дихромат) + 2KOH (гидроксид калия) = 2K2CrO4 (калия хромат) + H2O (вода)
В природе редко встречается минерал, который называется «тарапакаит». Это хромовокислый калий с примесями.

Приложения

Школьный автобус окрашен в желтый хром

Приблизительно 136 000 тонн (150 000 тонн) шестивалентного хрома , в основном дихромата натрия, было произведено в 1985 г. Хроматы и дихроматы используются при хромировании для защиты металлов от коррозии и улучшения адгезии краски. Хроматы и дихроматы солей тяжелых металлов , лантаноидов и щелочноземельных металлов очень мало растворимы в воде и поэтому используются в качестве пигментов. Содержащий свинец пигмент хром желтый использовался в течение очень долгого времени, прежде чем экологические нормы не поощряли его использование. При использовании в качестве окислителей или титрантов в окислительно -восстановительных химических реакциях ., хроматы и дихроматы превращаются в трехвалентный хром, Cr 3+ , соли которого обычно имеют ярко выраженный сине-зеленый цвет.

Химические свойства

Хроматы реагируют с пероксид водорода, давая продукты, в которых перекись, О2−₂, заменяет один или несколько атомов кислорода. В кислотном растворе нестабильный синий пероксокомплекс Перекись оксида хрома (VI), CrO (O₂)₂, сформирован; это незаряженный ковалентный молекула, которая может быть извлечена в эфир. Добавление пиридин приводит к образованию более стабильного комплекса CrO (O₂)₂ру.

Кислотно-основные свойства

Диаграмма преобладания для хромата

В водном растворе анионы хромата и дихромата существуют в химическое равновесие.

2 CrO2−₄ + 2 часа+ ⇌ Cr₂О2−₇ + H₂О

В диаграмма преобладания показывает, что положение равновесия зависит как от pH и аналитическая концентрация хрома. Хромат-ион является преобладающим видом в щелочных растворах, но дихромат может стать преобладающим ионом в кислых растворах.

Дальнейшие реакции конденсации могут происходить в сильнокислом растворе с образованием трихроматы, Cr₃О2−₁₀, и тетрахроматы, Cr₄О2−₁₃. Все полиоксианионы хрома (VI) имеют структуру, состоящую из тетраэдрической CrO₄ единицы, разделяющие углы.

Хромат-ион водорода, HCrO₄−, это слабая кислота:

HCrO−₄ ⇌ CrO2−₄ + H+; пK_а ≈ 5.9

Он также находится в равновесии с дихромат-ионом:

2 HCrO−₄ ⇌ Cr₂О2−₇ + H₂О

Это равновесие не связано с изменением концентрации ионов водорода, которое предсказывало бы, что равновесие не зависит от pH. Красная линия на диаграмме преобладания не совсем горизонтальна из-за одновременного равновесия с ионом хромата. Хромат-ион водорода может протонироваться с образованием молекулярного хромовая кислота, H₂CrO₄, но пK_а для равновесия

ЧАС₂CrO₄ ⇌ HCrO−₄ + H+

не очень хорошо охарактеризован. Сообщенные значения варьируются от -0,8 до 1,6.

Дихромат-ион является несколько более слабым основанием, чем хромат-ион:

HCr₂О−₇ ⇌ Cr₂О2−₇ + H+, пK = 1.8

РK Значение этой реакции показывает, что ее можно игнорировать при pH> 4.

Окислительно-восстановительные свойства

Хромат- и дихромат-ионы довольно сильны. окислители. Обычно к атому хрома добавляются три электрона, сокращение до степени окисления +3. В кислотном растворе водный Cr3+ ион производится.

Cr₂О2−₇ + 14 часов+ + 6 e− → 2 кр3+ + 7 часов₂О ε = 1,33 В

В щелочном растворе образуется гидроксид хрома (III). В окислительно-восстановительный потенциал показывает, что хроматы являются более слабым окислителем в щелочном растворе, чем в кислотном растворе.

CrO2−₄ + 4 ЧАС₂О + 3 е− → Cr (ОН)₃ + 5 ОЙ− ε = −0,13 В

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

, а на воздухе – соли Cr

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.

Страницы

Главная страница
ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ
1.1 Важнейшие классы неорганических веществ
2.1 Вещества. Атомы
2.2 Размеры атомов
2.3 Молекулы. Химические формулы
2.4 Простые и сложные вещества
2.5 Валентность элементов
2.6 Моль. Молярная масса
2.7 Закон Авогадро
2.8 Закон сохранения массы веществ
2.9 Вывод химических формул
3.1 Строение атома. Химическая связь
3.2 Строение атома
3.4 Строение электронной оболочки атома
3.5 Периодическая система химических элементов
3.6 Зависимость свойств элементов
3.7 Химическая связь и строение вещества
3.8 Гибридизация орбиталей
3.9 Донорно-акцепторный механизм образования
3.10 Степени окисления элементов
4.1 Классификация химических реакций
4.2 Тепловые эффекты реакций
4.3 Скорость химических реакций
4.4 Необратимые и обратимые реакции
4.5 Общая классификация химических реакций
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
5.1 Растворы. Электролитическая диссоциация
5.2 Количественная характеристика состава растворов
5.3 Электролитическая диссоциация
5.4 Диссоциация кислот, оснований и солей
5.5 Диссоциация воды
5.6 Реакции обмена в водных растворах электролитов
5.7 Гидролиз солей
6.1 Важнейшие классы неорганических веществ
6.2 Кислоты, их свойства и получение
6.3 Амфотерные гидроксиды
6.4 Соли, их свойства и получение
6.5 Генетическая связь между важнейшими классами
6.6 Понятие о двойных солях
7.1 Металлы и их соединения
7.2 Электролиз
7.3 Общая характеристика металлов
7.4 Металлы главных подгрупп I и II групп
7.5 Алюминий
7.6 Железо
7.7 Хром
7.8 Важнейшие соединения марганца и меди
8.1 Неметаллы и их неорганические соединения
8.2 Водород, его получение
8.3 Галогены. Хлор
8.4 Халькогены. Кислород
8.5 Сера и ее важнейшие соединения
8.6 Азот. Аммиак. Соли аммония
8.7 Оксиды азота. Азотная кислота
8.8 Фосфор и его соединения
8.9 Углерод и его важнейшие соединения
8.10 Кремний и его важнейшие соединения
ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
9.1 Основные положения органической химии. Углеводороды
9.2 Электронные эффекты заместителей в органических соединениях
9.3 Предельные углеводороды (алканы)
9.3.1 Насыщенные УВ. Метан
9.4 Понятие о циклоалканах
9.5 Непредельные углеводороды
9.6 Диеновые углеводороды (алкадиены)
9.7 Алкины
9.8 Ароматические углеводороды
9.9 Природные источники углеводородов
10.1 Кислородсодержащие органические соединения
10.2 Фенолы
10.3 Альдегиды
10.4 Карбоновые кислоты
10.5 Сложные эфиры. Жиры
10.6 Понятие о поверхностно-активных веществах
10.7 Углеводы
11.1 Амины. Аминокислоты
11.2 Белки
11.3 Понятие о гетероциклических соединениях
11.4 Нуклеиновые кислоты
12.1 Высокомолекулярные соединения
12.2 Синтетические волокна

Гидроксиды хрома

К гидроксидам хрома относятся две кислоты — хромовая и дихромовая, существующие только в водных растворах, но образующие очень устойчивые соли — хроматы и дихроматы соответственно. Хроматы окрашивают раствор в желтый цвет; дихроматы — в оранжевый.

Кислоты образуются в результате взаимодействия с водой триоксида хрома — если вода присутствует в избытке, образуется хромовая кислота, если в недостатке — дихромовая:

CrO₃+H₂O(изб) = H₂CrO₄
2CrO₃+H₂O(нед) = H₂Cr₂O₇

Примечательно, что хромат-ионы и дихромат-ионы при изменении среды растворов без проблем переходят друг в друга, меняя при этом окраску раствора:

в кислой среде хроматы переходят в дихроматы, меняя желтый цвет раствора на оранжевый:
2CrO₄2-+2H+ Cr₂O₇2-+H₂O
2K₂CrO₄+H₂SO₄ K₂Cr₂O₇+K₂SO₄+H₂O
в щелочной среде все происходит наоборот — дихроматы переходят в хроматы, а оранжевый цвет раствора меняется на желтый:
Cr₂O₇2-+2OH- 2CrO₄2-+H₂O
K₂Cr₂O₇+2KOH = 2K₂CrO₄+H₂O

Хроматы получают сплавлением хромистого железняка или оксида хрома (III) с карбонатами в присутствии кислорода (t=1000°C):
4Fe(CrO₂)₂+8Na₂CO₃+7O₂ = 8Na₂CrO₄+2Fe₂O₃+8CO₂

Дихроматы получают из растворов хроматов, подкисляя их.

Химические свойства хромата калия:

В разбавленных кислотах хромовокислый калий переходит в дихромат калия, формула которого K2Cr2O7. Примером может служить следующая реакция: 2K2CrO4 (хромат калия) + 2HCl (соляная кислота в разбавленном виде) = K2Cr2O7 (дихромат калия) + 2KCl (хлористый калий) + H2O (вода).
При взаимодействии с концентрированными кислотами происходит уже другая реакция, например: K2CrO4 (хромат калия) + 2HCl (соляная кислота в концентрированном виде) = K(Cr(Cl)O3) (комплексное соединение хрома) + KCl (хлористый калий) + H2O (вода).
При взаимодействии с горячими концентрированными кислотами калия хромат проявляет окислительные свойства. Примером может служить следующая реакция, осуществляемая при температуре 90 градусов: 2K2CrO4 (калия хромат) + 16HCl (соляная кислота) = 2CrCl3 (хлорид хрома) + 3Cl2 (хлор в виде газа) + 4KCl (хлористый калий) + 8H2O (вода).
Хромовокислый калий может вступать в обменные реакции. Например: K2CrO4 (калия хромат) + 2AgNO3 (нитрат серебра) = Ag2CrO4 (хромат серебра, выпадает в осадок) + 2KNO3 (нитрат калия); K2CrO4 (калия хромат)+ Hg2(NO3)2 (нитрат ртути) = Hg2CrO4 (хромат ртути, выпадает в осадок) + 2KNO3 (нитрат калия).

Дихроматы

Дихроматы ( бихроматы) — соли двухромной кислоты, содержат дихромат ( бихро-мат) — ион СггО; напр.

Дихроматы Na2Cr2O7 — 2H2O и К2Сг2О7 называются х р о м п и-к а м и. Они как окислители применяются в кожевенной ( дубление кож), 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.

Дихроматы применяются в лабораторной практике как окислители. Во всех окислительно-восстановительных реакциях трехвалентный хром окисляется до шестивалентного, а шестивалентный восстанавливается всегда до трехвалентного. Дихромат аммония при нагревании разлагается.

Дихроматы Na2Cr2O7 — 2H2O и К2Сг2О7 называются хромп и-к а м и. Они как окислители применяются в кожевенной ( дубление кож), 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.

Двойные дихроматы висмута состава MBi ( Cr2O7) 2, где М Ag, К, Tl, NH4, Rb получены из водного раствора при взаимодействии В1 ( МОз) з, N CraO. Монокристаллы AgBi ( Cr2O7) 2 и МЬЦВ С О / Ъ образуются из водного раствора при 4 С, а KBi ( Cr2O7) 2, TlBi ( Cr2O7) 2 и RbBi ( Cr2O7) 2 при 50 С. AgBi ( Cr2O7) 2 кристаллизуется в тетрагональной сингонии с параметрами решетки а 8 4944, с 8 1313 А, Ризм 4 23, рвыч 4 238 г-см-3, Z2, пр.

Хроматы и дихроматы в кислой среде являются сильными окислителями.

Хроматы и дихроматы — сильные окислители, особенно если реакции идут в кислой среде.

Хроматы и дихроматы легко переходят друг в друга в зависимости от рН раствора.

Хроматы и дихроматы как соли хромовых кислот обладают, особенно в кислой среде, сильными окислительными свойствами.

Хроматы и дихроматы легко переходят друг в друга в зависимости от рН раствора.

Модели ионов СгО и СгО7.

Хроматы и дихроматы, как соли хромовых кислот, обладают, особенно в кислой среде, сильными окислительными свойствами.

Практически все дихроматы хорошо растворимы в воде, хроматы же, наоборот, как правило, малорастворимы, за исключением хро-матов щелочных металлов и аммония.

Хромоты и дихроматы щелочных металлов — натриевые или калиевые соли хромовой Н2СгО4 или бихромовой HjC O; кислоты. Это порошки желтого ( хроматы) и оранжевого ( бихроматы) цвета, хорошо растворимые в воде. Поставляются заводами-изготовителями в железных барабанах массой 130 — 220 кг.

Все хроматы и дихроматы — сильные окислители, особенно если реакции протекают в кислой среде.

Оксид хрома Cr2O3(III) — хромовая охра

Cr₂O₃ в мелкоизмельченном состоянии применяют в качестве абразивного материала (паста ГОИ), зеленого пигмента, катализатора в органическом синтезе. Оксид хрома (III) является основной добавкой к корунду при выращивании искусственных рубинов, используемых в ювелирной промышленности и часовом деле, а также в качестве лазерного материала в оптоэлектронике.

Физические свойства Cr₂O₃(III):

тугоплавкий порошок серо-зеленого цвета, имеющий структуру корунда (α-Al₂O₃);
нерастворим в воде;
обладает высокой твердостью;
меняет свой цвет от светло-зеленого до черного в зависимости от размеров кристаллов;
при н.у. является полупроводником;
при нагревании порошок приобретает коричневый цвет, при охлаждении зеленая окраска возвращается;
Cr₂O₃ с корундом образует твердые растворы, в которых катионы хрома и алюминия заполняют пустоты анионной решетки, такие твердые растворы с содержанием Cr₂O₃ до 10% имеют красный цвет, и в природе известны под названием рубин, который является драгоценным камнем-минералом. Твердые растворы в которых содержание оксида хрома превышает 10%, имеют зеленый цвет (окраска твердого раствора зависит от расстояния связи металл-кислород).

Химические свойства Cr₂O₃(III):

Cr₂O₃ амфотерный оксид — самое устойчивое соединение хрома;
при н.у. плохо растворим в кислотах и щелочах;
при сплавлении с щелочами (карбонатами щелочных металлов) образует метахромиты:
Cr₂O₃+2KOH = 2KCrO₂+H₂O
Cr₂O₃+Na₂CO₃ = 2NaCrO₂+CO₂↑
с кислотами образует соли:
Cr₂O₃+6HCl = 2CrCl₃+3H₂O
с щелочами образует комплексные соединения хрома:
Cr₂O₃+6KOH+3H₂O = 2K₂[Cr(OH)₆]
в промышленности Cr₂O₃ получают восстановлением дихромата калия серой или коксом:
K₂Cr₂O₇+S = Cr₂O₃+K₂SO₄
Cr₂O₃ также можно получить разложением дихромата аммония или прокаливанием гидроксида хрома:
(NH₄)Cr₂O₇ = Cr₂O₃+N₂+4H₂O
2Cr(OH)₃ = Cr₂O₃+3H₂O

Химические свойства соединений хрома с точки зрения изменения степеней окисления

В данном разделе реакции выходят за рамки С части ЕГЭ, но могут встретиться в тестовой части экзамена.

Все основные правила составления ОВР для С части, представлены в другом разделе.

Потренироваться составлять реакции онлайн (в рамках ЕГЭ) можно тут.

В зависимости от среды хроматы и дихроматы переходят друг в друга:

1. В кислой среде хроматы (желтого цвета) превращаются в дихроматы (оранжевого цвета):

2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

2. В щелочной среде дихроматы превращаются в хроматы:

K2Cr2O7 + 2KOH → 2K2CrO4 + H2O

В кислой среде без восстановителя выпадает осадок CrO3 (темно-красные кристаллы, растворимые в воде):

K2Cr2O7 + 2H2SO4(к) → 2CrO3 + 2KHSO4 + H2O

3. Термическое разложение дихромата калия также приводит к образованию хромата:

K2Cr2O7 → K2CrO4 + Cr2O3 + O2

В реакциях соединний Cr+3 с избытком щелочи образуются гексагидроксохроматы(III):

Cr2(SO4)3 + 6KOH → 2Cr(OH)3 + 3K2SO4 или в избытке щелочи:

Cr2(SO4)3 + 12KOH → 2Na3 + 3K2SO4

Хроматы металлов являются сильными окислителями, восстанавливаясь в реакциях до ст. ок. +3:

2K2CrO4 + 3H2S + 2H2O → 2Cr(OH)3 + 3S + 4KOH

2K2CrO4 + 3NaNO2 + 5H2O → 2Cr(OH)3 + 3NaNO3 + 4KOH

Дихроматы металлов также являются сильными окислителями, восстанавливаясь в реакциях также до ст. ок. +3:

Восстановление дихроматов до Cr+3 в кислой среде:

K2Cr2O7 + 14HCl(конц.) → 3Cl2 + 2CrCl3 +2KCl + 7H2O

K2Cr2O7 + 14HI → 3I2 + 2CrI3 + 2KI + 7H2O

Na2Cr2O7 + 6NaI + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4Na2SO4 + 7H2O

K2Cr2O7 + 3KNO2 + 8HNO3 → 2Cr(NO3)3 + 5KNO3 + 4H2O

K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O

K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Na2Cr2O7 + 6CrCl2 + 14HCl → 8CrCl3 + 2NaCl + 7H2O

Na2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3S + Na2SO4 + 7H2O

K2Cr2O7 + 3Na2S + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 3Na2SO4 + 7H2O

K2Cr2O7 + 3(NH4)2S + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 3(NH4)2SO4 + 7H2O или

4K2Cr2O7 + 3(NH4)2S + 16H2SO4 → 4Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 3(NH4)2SO4 + 16H2O

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

K2Cr2O7 + 3H2O2 + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3O2 + K2SO4 + 7H2O

4K2Cr2O7 + 3PH3 + 16H2SO4 → 4Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 3H3PO4 + 16H2O

K2Cr2O7 + NH3 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + N2 + H2O

Если окислять нечего, то изменения степени окисления не происходит:

K2Cr2O7 + H2SO4(конц.) → 2CrO3 + K2SO4 + H2O

Восстановление дихроматов до Cr+3 в нейтральной среде:

K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2O → 2Cr(OH)3 + 3Na2SO4 + 2KOH

K2Cr2O7 + 3H2S + H2O → 2Cr(OH)3 + 3S + 2KOH

K2Cr2O7 + 3(NH4)2S + H2O → 2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3 + 2KOH

Восстановление дихроматов углеродом:

2K2Cr2O7 + 3С → 2Cr2O3 + 2K2CO3 + CO2

Оксид хрома (VI) также является сильным окислителем:

2CrO3 + 3KNO2 + 3H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3KNO3 + 3H2O

Соединения Cr+3 (зеленого цвета) окисляются сильными окислителями в щелочной среде до хроматов с Cr+6 (желтого цвета):

2K3 + 3Cl2 + 4KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O

2Cr(NO3)3 + O3 + 10KOH → 2K2CrO4 + 6KNO3 + 5H2O

Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 16KOH → 2K2CrO4 + 6K2MnO4 + 3K2SO4 + 8H2O

Cr2(SO4)3 + 3H2O2 + 10NaOH → 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 8H2O

Cr2(SO4)3 + 3Cl2 + 16KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 3K2SO4 + 8H2O

2CrCl3 + KClO3 + 10KOH → 2K2CrO4 + 7KCl + 5H2O

2NaCrO2 + 3H2O2 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + 4H2O

2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O

Cr2O3 + 3KNO3 + 4KOH → 2K2CrO4 + KNO2 + H2O

Cr2O3 + NaClO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + NaCl + 2CO2

Cr2O3 + 4Na2CO3 + 3O2 → 4Na2CrO4 + 4CO2

2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O

2Cr(OH)3 + KClO3 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + KCl + 5H2O

2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + 8H2O

Перекись водорода является достаточно сильным окислителем, чтобы окислить Cr+3 до Cr+6:

2K3 + 3H2O2 → 2K2CrO4 + 2KOH + 8H2O

Соединения Cr+2 окисляются до соединений Cr+3 такими окислителями, как H2SO4(конц), дихроматы или нитриты в кислой среде:

2CrCl2 + 4H2SO4(конц.) → Cr2(SO4)3 + SO2 + 4HCl + 2H2O

6CrCl2 + K2Cr2O7 + 14HCl → 8CrCl3 + 2KCl + 7H2O.

Acetyl

Привет! Я Виктор.

Я пишу этот сайт с 2013 года для вас

Если вам нравится то, что я делаю, вы можете:

Это сообщение исчезнет завтра на неделю

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

H +

Li +

K +

Na +

NH₄ +

Ba 2+

Ca 2+

Mg 2+

Sr 2+

Al 3+

Cr 3+

Fe 2+

Fe 3+

Ni 2+

Co 2+

Mn 2+

Zn 2+

Ag +

Hg 2+

Pb 2+

Sn 2+

Cu 2+

OH —

—

F —

—

Cl —

Br —

I —

S 2-

—

HS —

SO₃ 2-

—

HSO₃ —

SO₄ 2-

—

HSO₄ —

—

NO₃ —

—

NO₂ —

PO₄ 3-

—

CO₃ 2-

CH₃COO —

—

SiO₃ 2-

В чем разница между хроматом и дихроматом?

Хромат и дихромат — это анионы, содержащие атомы хрома и кислорода. Следовательно, это оксианионы хрома. Ключевое различие между хроматом и дихроматом заключается в том, что хромат имеет ярко-желтый цвет, тогда как дихромат имеет ярко-оранжевый цвет. Кроме того, хромат-ион имеет один атом хрома на анион, тогда как дихромат-ион имеет два атома хрома на анион.

Кроме того, еще одна разница между хроматом и дихроматом заключается в их молярной массе. Молярная масса дихромат-аниона составляет 215,99 г / моль, а молярная масса хромат-аниона составляет 115,99 г / моль. В водном растворе обычно существует равновесие между хроматом и дихроматом. Однако мы можем найти большое количество хромата при высоких значениях pH (выше 6.5 pH), когда количество дихромата очень мало. Но при низких значениях pH (ниже 6.5 pH) дихромат-ионов больше.

Ссылки

Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеманн . п. 637. ISBN 978-0-08-037941-8.
Назарчук, Евгений В .; Сийдра, Олег И.; Чаркин, Дмитрий О .; Калмыков, Степан Н .; Котова, Елена Л. (01.02.2021). «Влияние кислотности раствора на кристаллизацию полихроматов в уранилсодержащих системах: синтез и кристаллические структуры Rb2 и двух новых полиморфов Rb2Cr3O10» . Zeitschrift für Kristallographie — Кристаллические материалы . 236 (1–2): 11–21. doi10.1515/zkri-2020-0078 . ISSN 2196-7105 . S2CID .
Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеманн . п. 1009. ISBN 978-0-08-037941-8.
База данных SC IUPAC . Обширная база данных опубликованных данных о константах равновесия комплексов металлов и лигандов.
Брито, Ф .; Асканиоа, Дж.; Матеоа, С .; Эрнандеса, К.; Араужоа, Л.; Гили, П .; Мартин-Зарзаб, П.; Домингес, С .; Медерос, А. (1997). «Равновесия видов хромата (VI) в кислой среде и исследования этих видов ab initio». Многогранник . 16 (21): 3835–3846. doi10.1016/S0277-5387(97)00128-9 .
Холлеман, Арнольд Фредерик; Виберг, Эгон (2001), Виберг, Нильс (ред.), Неорганическая химия , перевод Иглсона, Мэри; Брюэр, Уильям, Сан-Диего/Берлин: Academic Press/De Gruyter, ISBN 0-12-352651-5.
^ Мэри Девайн; Хог, Шерил (1992). Руководство по контролю за токсичными веществами: Федеральное регулирование химических веществ в окружающей среде . Книги БНА. п. 13. ISBN 978-0-87179-752-0.
^ Гнев, Герд; Хальстенберг, Йост; Хохгешвендер, Клаус; Шерхаг, Кристоф; Кораллус, Ульрих; Кнопф, Герберт; Шмидт, Питер; Олингер, Манфред (2005). «Соединения хрома». Энциклопедия промышленной химии Ульмана . Вайнхайм: Wiley-VCH. дои10.1002/14356007.a07_067 . ISBN .
Папп, Джон Ф .; Липин Брюс Р. (2006). «Хромит» . Промышленные минералы и горные породы: товары, рынки и использование (7-е изд.). МСП. ISBN 978-0-87335-233-8.
«Шахты, полезные ископаемые и многое другое» . www.mindat.org .нужна страница
IARC (2012) . Том 100C: Мышьяк, металлы, волокна и пыль . Лион: Международное агентство по изучению рака. ISBN 978-92-832-0135-9. Архивировано из оригинала 17 марта 2020 г .. Проверено 05 января 2020 г. . Имеются достаточные доказательства канцерогенности соединений хрома (VI) для человека . Соединения хрома (VI) вызывают рак легких. Также наблюдалась положительная связь между воздействием соединений хрома (VI) и раком носа и носовых пазух. Имеются достаточные доказательства канцерогенности соединений хрома (VI) на экспериментальных животных. Соединения хрома (VI) канцерогенны для человека (группа 1) .