Презентация - "Хром"

0
14.10.20
На нашем сайте презентаций klass-uchebnik.com вы можете бесплатно ознакомиться с полной версией презентации "Хром". Учебное пособие по дисциплине - Презентации / Презентации по Химии, от атора . Презентации нашего сайта - незаменимый инструмент для школьников, здесь они могут изучать и просматривать слайды презентаций прямо на сайте на вашем устройстве (IPhone, Android, PC) совершенно бесплатно, без необходимости регистрации и отправки СМС. Кроме того, у вас есть возможность скачать презентации на ваше устройство в формате PPT (PPTX).
Хром 📚 Учебники, Презентации и Подготовка к Экзаменам для Школьников на Klass-Uchebnik.com

0
0
0

Поделиться презентацией "Хром" в социальных сетях: 

Просмотреть и скачать презентацию на тему "Хром"

Учитель химии МБОУ лицей №1 г. Волжский Волгоградская область Солдатова Татьяна Михайловна. ХРОМ
1 слайд

Учитель химии МБОУ лицей №1 г. Волжский Волгоградская область Солдатова Татьяна Михайловна. ХРОМ

ХРОМ
2 слайд

ХРОМ

I. Исторические сведения II. Хром – химический элемент: 1.Положение хрома в периодической системе хи
3 слайд

I. Исторические сведения II. Хром – химический элемент: 1.Положение хрома в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева 2. Строение атома. III.Хром – простое вещество 3. Нахождение в природе 1. Состав. Физические свойства. 2. Получение. 3. Химические свойства 4. Биологическая роль и физиологическое действие. 5. Применение IV. Соединения хрома

В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил название «сибирский
4 слайд

В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил название «сибирский красный свинец», PbCrO4. Современное название — крокоит. В 1797 французский химик Л. Н. Воклен открыл в сибирской красной свинцовой руде новый элемент хром и в 1798 году получил его в свободном состоянии. Происхождение названия Название элемент получил от греч. χρῶμα — цвет, краска — из-за разнообразия окраски своих соединений.

Французский химик Луи Николя Воклен родился в Сент-Андре-д'Эберто (Нормандия). Совместно с А. Ф
5 слайд

Французский химик Луи Николя Воклен родился в Сент-Андре-д'Эберто (Нормандия). Совместно с А. Ф. Фуркруа выяснил (1799) химическую природу мочевины. Совместно с П. Ж. Робике открыл (1806) первую аминокислоту аспарагин. Открыл также пектин и яблочную кислоту, выделил камфорную и хинную кислоты. Внёс существенный вклад в развитие анализа минералов. Создал школу химиков. Опубликовал одно из первых в мире руководств по химическому анализу – "Введение в аналитическую химию" (1799).

6 слайд

Положение хрома в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома. период группа порядковый номер Cr металл 24
7 слайд

Положение хрома в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома. период группа порядковый номер Cr металл 24 4 VIB +24 4 2 1 8 валентные электроны 13 1s2 2s22p6 4s1 3s23p6 3d 5 Cr0 ─ 2e → Cr+2 Cr0 ─ 3e → Cr+3 Cr0 ─ 6e → Cr+6

Нахождение хрома в природе Хром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %).
8 слайд

Нахождение хрома в природе Хром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %). Основные соединения хрома — хромистый железняк (хромит) FeO·Cr2O3. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO4. хромит крокоит

Физические свойства Плотность 7,19 г/см3; t плавления 1890°С; t кипения 2480°С. В свободном виде — г
9 слайд

Физические свойства Плотность 7,19 г/см3; t плавления 1890°С; t кипения 2480°С. В свободном виде — голубовато- белый металл. Хром (с примесями) является одним из самых твердых металлов. Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке, пластичен. Устойчив на воздухе. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома (III) Cr2O3.

Получение Из хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромита железа) получают феррохром восстановлением в эл
10 слайд

Получение Из хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромита железа) получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом): FeO· Cr2O3 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO↑ Феррохром — сплав железа и хрома (около 60% ), основные примеси – углерод (до5%) кремний (до 8%), сера (до 0,05 %), фосфор (до 0,05 %). Феррохром применяют для производства легированных сталей.

Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом: 1) сплавляют хромит железа с карбонатом
11 слайд

Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом: 1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе: 4Fe(CrO2)2 + 8Na2CO3 + 7O2 → 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2↑ 2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа; 3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат; 4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата углём: Na2Cr2O7 + 2C → Cr2O3 + Na2CO3 + CO↑ 5) с помощью алюминотермии получают металлический хром: Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr + 130 ккал

С помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содерж
12 слайд

С помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты. При этом на катодах совершаются в основном 3 процесса: 1) восстановление шестивалентного хрома до трехвалентного с переходом его в раствор; 2) разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода; 3) разряд ионов, содержащих шестивалентный хром с осаждением металлического хрома; Cr2O72− + 14Н+ + 12е− = 2Cr + 7H2O

Химические свойства Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au Cr Cr + + + + H2SO4 (кон
13 слайд

Химические свойства Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au Cr Cr + + + + H2SO4 (конц.), растворы солей + неметаллы О2 растворы HCl, H2SO4 H2O + щелочные расплавы окислителей + HNO3

При комнатной температуре хром химически мало активен из-за образования на его поверхности тонкой пр
14 слайд

При комнатной температуре хром химически мало активен из-за образования на его поверхности тонкой прочной оксидной пленки. При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами, например: кислородом, галогенами, азотом, серой. Составьте уравнения реакций хрома с перечисленными неметаллами. Рассмотрите данные реакции как окислительно-восстановительные.

Cr0 + O20 = Cr2+3O3–2 4 2 3 Cr0 – 3e → Cr+3 4 O20 + 4e → 2O–2 3 Cr0 – восстановитель, процесс окисле
15 слайд

Cr0 + O20 = Cr2+3O3–2 4 2 3 Cr0 – 3e → Cr+3 4 O20 + 4e → 2O–2 3 Cr0 – восстановитель, процесс окисления O20 – окислитель, процесс восстановления Cr0 + Br20 = Cr+3Br3–1 2 3 2 Cr0 – 3e → Cr+3 2 Br20 + 2e → 2Br–1 3 Cr0 – восстановитель, процесс окисления Br20 – окислитель, процесс восстановления

Cr0 + N20 = Cr+3N–3 Cr0 – 3e → Cr+3 2 N20 + 6e → 2N–3 1 2 2 Cr0 – восстановитель, процесс окисления
16 слайд

Cr0 + N20 = Cr+3N–3 Cr0 – 3e → Cr+3 2 N20 + 6e → 2N–3 1 2 2 Cr0 – восстановитель, процесс окисления N20 – окислитель, процесс восстановления Cr0 + S0 = Cr2+3S3–2 Cr0 – 3e → Cr+3 2 S0 + 2e → S–2 3 2 3 Cr0 – восстановитель, процесс окисления S0 – окислитель, процесс восстановления

В раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды: 2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2 Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,
17 слайд

В раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды: 2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2 Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au Cr В ряду напряжений хром находится левее водорода и поэтому в отсутствии воздуха может вытеснять водород из растворов соляной и серной кислот, образуя соли хрома (II). Составьте уравнения реакций хрома c растворами соляной и серной кислот. Рассмотрите данные реакции как окислительно-восстановительные.

Cr0 + H+1Cl = Cr+2Cl2 + H20 Cr0 – 2e → Cr+2 1 2H+ + 2e → H20 1 2 Cr0 – восстановитель, процесс окисл
18 слайд

Cr0 + H+1Cl = Cr+2Cl2 + H20 Cr0 – 2e → Cr+2 1 2H+ + 2e → H20 1 2 Cr0 – восстановитель, процесс окисления HCl (за счет Н+1) – окислитель, процесс восстановления Cr0 + H2+1SO4 = Cr+2SO4 + H20 Cr0 – 2e → Cr+2 1 2H+ + 2e → H20 1 Cr0 – восстановитель, процесс окисления H2SO4(за счет Н+1) – окислитель, процесс восстановления

В присутствии кислорода хром реагирует с растворами кислот c образованием солей хрома (III) 4Cr + 12
19 слайд

В присутствии кислорода хром реагирует с растворами кислот c образованием солей хрома (III) 4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоду пассивируют хром При сильном нагревании кислоты
20 слайд

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоду пассивируют хром При сильном нагревании кислоты pастворяют хром с образованием cолей хрома (III) Cr + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + SO2 + H2O Cr + HNO3 → Cr(NO3)3 + NO2 + H2O Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. Назовите окислитель и восстановитель.

Cr0 + H2S+6O4 → Cr2+3(SO4)3 + S+4O2 + H2O Cr0 + HN+5O3 → Cr+3(NO3)3 + N+4O2 + H2O Cr0 – 3e → Cr+3 2
21 слайд

Cr0 + H2S+6O4 → Cr2+3(SO4)3 + S+4O2 + H2O Cr0 + HN+5O3 → Cr+3(NO3)3 + N+4O2 + H2O Cr0 – 3e → Cr+3 2 S+6 + 2e → S+4 3 2Cr + 6H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Cr0 – восстановитель, процесс окисления H2SO4 (за счет S+6) – окислитель, процесс восстановления Cr0 – 3e → Cr+3 1 N+5 + 1e → N+4 3 Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O Cr0 – восстановитель, процесс окисления HNO3 (за счет N+5) – окислитель, процесс восстановления

Хром способен вытеснять многие металлы, например медь, олово, серебро и другие, из растворов их соле
22 слайд

Хром способен вытеснять многие металлы, например медь, олово, серебро и другие, из растворов их солей: Cr0 + Cu+2SO4 → Cr+2SO4 + Cu0 Составьте уравнение реакции хрома c раствором сульфата меди (II). Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную. Cr0 – 2e → Cr+2 1 Cu+2+ 2e → Cu0 1 Cr + CuSO4 = CrSO4 + Cu Cr0 – восстановитель, процесс окисления CuSO4 (за счет Cu+2) – окислитель, процесс восстановления

Cr + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O Рассмотрите эту реакцию как окислительно-восстановительную Расст
23 слайд

Cr + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O Рассмотрите эту реакцию как окислительно-восстановительную Расставьте коэффициенты. Назовите окислитель и восстановитель. Растворы щелочей на хром практически не действуют. Хром реагирует с щелочными расплавами окислителей. В качестве окислителей используют нитраты натрия, калия, хлорат калия и другие окислители. При взаимодействии с щелочными расплавами окислителей хром образует соли анионного типа, в которых проявляет высшую степень окисления. сплавление

Cr0 + KCl+5O3 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl–1 + H2O Cr0 – 3e → Cr+3 1 Cl+5 + 6e → Cl– 2 Cr + KClO3 + 2KOH =
24 слайд

Cr0 + KCl+5O3 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl–1 + H2O Cr0 – 3e → Cr+3 1 Cl+5 + 6e → Cl– 2 Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + H2O Cr0 – восстановитель, процесс окисление KClO3 (за счет Cl+5) – окислитель, процесс восстановление

Хром - постоянная составная часть растительных и животных организмов. В крови содержится от 0,012 до
25 слайд

Хром - постоянная составная часть растительных и животных организмов. В крови содержится от 0,012 до 0,0035 % хрома. Хром имеет большое значение в метаболизме углеводов и жиров, а также участвует в процессе синтеза инсулина. Важнейшая его биологическая роль состоит в регуляции углеводного обмена и уровня глюкозы в крови Элемент способствует нормальному формированию и росту детского организма. Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.

Хром важный компонент во многих легированных сталях. Используется в качестве износоустойчивых и крас
26 слайд

Хром важный компонент во многих легированных сталях. 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.

Соединения хрома Соединения хрома (II) Соединения хрома (III) Соединения хрома (VI) оксид гидроксид
27 слайд

Соединения хрома Соединения хрома (II) Соединения хрома (III) Соединения хрома (VI) оксид гидроксид соли оксид гидроксид соли соли гидроксид оксид

Соединения хрома (II) CrO Оксид хрома (II) – кристаллы черного цвета, имеет основный характер При ос
28 слайд

Соединения хрома (II) CrO Оксид хрома (II) – кристаллы черного цвета, имеет основный характер При осторожном нагревании гидроксида хрома (II) в отсутствии кислорода получают оксид хрома (II). Составьте уравнение реакции. Cr(OH)2 = CrO + H2O 3CrO = Cr + Cr2O3 При более высоких температурах оксид хрома (II) диспропорционирует: 700°

Составьте уравнение реакции оксида хрома (II) с соляной и серной кислотами. Рассмотрите реакции с то
29 слайд

Составьте уравнение реакции оксида хрома (II) с соляной и серной кислотами. Рассмотрите реакции с точки зрения ТЕД. CrO + H2SO4 = CrSO4 + H2O CrO + 2H+ + Cl– = Cr2+ + 2Cl– + H2O CrO + 2H+ = Cr2+ + H2O CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O CrO + 2H+ + SO42– = Cr2+ + SO42– + H2O CrO + 2H+ = Cr2+ + H2O

Оксид хрома (II) – сильный восстановитель. Кислородом воздуха окисляется до оксида хрома (III) Соста
30 слайд

Оксид хрома (II) – сильный восстановитель. Кислородом воздуха окисляется до оксида хрома (III) Составьте уравнение реакции. Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную. Cr+2O + O20 → Cr2+3O3–2 Cr+2 – 1e → Cr+3 4 O20 + 4e → 2O–2 1 4CrO + O2 = 2Cr2O3 CrO (за счет Cr+2) – восстановитель, процесс окисления O2 – окислитель, процесс восстановления

Cr(OH)2 Гидроксид хрома (II) Гидроксид хрома (II) получают в виде желтого осадка действием растворов
31 слайд

Cr(OH)2 Гидроксид хрома (II) Гидроксид хрома (II) получают в виде желтого осадка действием растворов щелочей на соли хрома (II) без доступа воздуха. Составьте уравнение реакции получения гидроксида хрома (II) действием гидроксида натрия на хлорид хрома (II). Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД. CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 ↓ + 2NaCl Cr2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– = Cr(OH)2 ↓ + 2Na+ + 2Cl– Cr2+ + 2OH– = Cr(OH)2 ↓

Гидроксид хрома (II) обладает основными свойствами. Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (II
32 слайд

Гидроксид хрома (II) обладает основными свойствами. Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (II) с соляной кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД Cr(OН)2 + 2HCl = CrCl2 + 2H2O Cr(OН)2 + 2H+ + 2Cl– = Cr2+ + 2Cl– + 2H2O Cr(OН)2 + 2H+ = Cr2+ + 2H2O

Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель. Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома (II
33 слайд

Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель. Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома (III) Составьте уравнение реакции. Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную. Cr+2(ОН)2+ O20 + Н2О → Cr+3(O –2Н)3 Cr+2 – 1e → Cr+3 4 O20 + 4e → 2O–2 1 4Cr(OН)2 + O2 + 2Н2О = 4Cr(OН)3 Cr(OН)2 (за счет Cr+2) –восстановитель, процесс окисления O2 – окислитель, процесс восстановления

Соли хрома (II) Водные растворы солей хрома (II) получают без доступа воздуха растворением металличе
34 слайд

Соли хрома (II) Водные растворы солей хрома (II) получают без доступа воздуха растворением металлического хрома в разбавленных кислотах в атмосфере водорода или восстановлением цинком в кислой среде солей трехвалентного хрома. Безводные соли хрома (II) белого цвета, а водные растворы и кристаллогидраты — синего цвета. Соединения хрома (II) – сильные восстановители. Легко окисляются. Именно поэтому очень трудно получать и хранить соединения двухвалентного хрома. Реагируют с концентрированными серной и азотной кислотами: CrCl2 + O2 + HCl → CrCl3 + H2O CrCl2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + SO2↑ + HCl↑ + H2O CrCl2 + HNO3 → Cr(NO3)3 + NO2↑ + HCl↑ + H2O Рассмотрите эти реакции как окислительно- восстановительные. Расставьте коэффициенты..

Cr+2Cl2 + O20 + HCl → Cr+3Cl3 + H2O–2 Cr+2 – 1e → Cr+3 4 O20 + 4e → 2O–2 1 4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrC
35 слайд

Cr+2Cl2 + O20 + HCl → Cr+3Cl3 + H2O–2 Cr+2 – 1e → Cr+3 4 O20 + 4e → 2O–2 1 4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O

Cr+2Cl2 + HN+5O3 (к) →Cr+3(NO3)3 + N+4O2↑ + HCl↑ + H2O Cr+2 – 1e → Cr+3 1 N+5 + 1e → N+4 1 CrCl2 + 4
36 слайд

Cr+2Cl2 + HN+5O3 (к) →Cr+3(NO3)3 + N+4O2↑ + HCl↑ + H2O Cr+2 – 1e → Cr+3 1 N+5 + 1e → N+4 1 CrCl2 + 4HNO3(конц) = Cr(NO3)3 + NO2↑ + 2HCl↑ + H2O Cr+2Cl2 + H2S+6O4(к.) →Cr2+3(SO4)3 + S+4O2↑ + HCl↑ + H2O Cr+2 – 1e → Cr+3 2 S+6 + 2e → S+4 1 2CrCl2 + 4H2SO4(конц) = Cr2(SO4)3 + SO2↑ + 4HCl↑ +2H2O

Соединения хрома (III) Cr2O3 Оксид хрома () – тугоплавкий порошок темно-зеленого цвета. Получение. В
37 слайд

Соединения хрома (III) Cr2O3 Оксид хрома () – тугоплавкий порошок темно-зеленого цвета. Получение. В лабораторных условиях термическим разложением дихромата аммония: (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 2H2O В промышленности восстановлением дихромата калия коксом или серой: K2Cr2O7 + 3C = 2Cr2O3 + 2K2CO3 + CO2 K2Cr2O7 + S = 2Cr2O3 + K2SO4 t° t° t°

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами При взаимодействии с кислотами образуются соли хро
38 слайд

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Составьте уравнение реакции оксида хрома (III) с соляной кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД. Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O Cr2O3 + 6H+ + 6Cl– = 2Cr3+ + 6Cl– + 3H2O Cr2O3 + 6H+ = 2Cr3+ + 3H2O

При сплавлении оксида хрома (III) с оксидами, гидроксидами и карбонатами щелочных и щелочноземельных
39 слайд

При сплавлении оксида хрома (III) с оксидами, гидроксидами и карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов образуются хроматы (III) (хромиты): Сr2O3 + Ba(OH)2 = Ba(CrO2)2 + H2O Сr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2 t° t° Оксид хрома (III) нерастворим в воде.

В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III) ведет себя как восстановитель: Cr2O3 + K
40 слайд

В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III) ведет себя как восстановитель: Cr2O3 + KOH + KMnO4 → K2CrO4 + MnO2 + H2O Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. Cr2O3 + KOH + Сa(ClO)2 → K2CrO4 + CaCl2 + H2O Cr2O3 + O2 + Na2CO3 → Na2CrO4 + CO2 Cr2O3 + KClO3 + Na2CO3 → Na2CrO4 + KCl + CO2 Cr2O3 + NaNO3 + Na2CO3 → Na2CrO4 + NaNO2 + CO2

Cr2+3O3 + KOH + KMn+7O4 → K2Cr+6O4 + Mn+4O2 + H2O 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель Mn+
41 слайд

Cr2+3O3 + KOH + KMn+7O4 → K2Cr+6O4 + Mn+4O2 + H2O 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель Mn+7 + 3e → Mn+4 2 восстановление, окислитель Cr2O3 + 2KOH + 2KMnO4 = 2K2CrO4 + 2MnO2 + H2O Cr2+3O3 + KOH + Сa(Cl+1O)2 → K2Cr+6O4 + CaCl2–1 + H2O 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель Cl+1 + 2e → Cl–1 3 восстановление, окислитель Cr2O3 + 4KOH + 3Сa(ClO)2 = 2K2CrO4 + 3CaCl2 + 2H2O

Cr2+3O3 + O20 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + CO2–2 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 2 окисление, восстановитель O20 + 4e →
42 слайд

Cr2+3O3 + O20 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + CO2–2 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 2 окисление, восстановитель O20 + 4e → O–2 3 восстановление, окислитель Cr2O3 + 3O2 + 4Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 4CO2 Cr2+3O3 + KCl+5O3 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + KCl–1 + CO2 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель Cl+5 + 6e → Cl–1 1 восстановление, окислитель Cr2O3 + KClO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + KCl + 2CO2 Cr2+3O3 + NaN+5O3 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4 + NaN+3O2 + CO2 2Cr+3 – 6e → 2Cr+6 1 окисление, восстановитель N+5 + 2e → N+3 3 восстановление, окислитель Cr2O3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2

Оксид хрома (III) – катализатор В присутствии оксида хрома (III) аммиак окисляется кислородом воздух
43 слайд

Оксид хрома (III) – катализатор В присутствии оксида хрома (III) аммиак окисляется кислородом воздуха до монооксида азота, который в избытке кислорода окисляется до бурого диоксида азота.

Каталитическое окисление этанола Окисление этилового спирта кислородом воздуха происходит очень легк
44 слайд

Каталитическое окисление этанола Окисление этилового спирта кислородом воздуха происходит очень легко в присутствии оксида хрома (III) Реакция окисления спирта протекает с выделением энергии. Продукт реакции окисления спирта - уксусный альдегид. Cr2O3, t° 2СН3–СН2–ОН + О2 2СН3 – С ═ О + 2H2O H

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 Получают гидроксид хрома (III) действием растворов щелочей или аммиака
45 слайд

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 Получают гидроксид хрома (III) действием растворов щелочей или аммиака на растворы солей хрома (III). Составьте уравнение реакции получения Cr(OH)3 действием раствора аммиака на хлорид хрома (III): CrCl3 + 3(NH3·H2O) = Cr(OH)3 + 3NH4Cl Лабораторный опыт № 1 К раствору хлорида хрома (III) прилейте раствор аммиака. Что наблюдаете?

Лабораторный опыт № 2 Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к одной из них добавьте
46 слайд

Лабораторный опыт № 2 Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к одной из них добавьте раствор соляной кислоты, а к другой – щелочь. Что происходит? Какими свойствами обладает гидроксид хрома (III)? Cr(OH)3 CrCl3 Na3[Cr(OH)6] NaOH HCl

+H2SO4 +NaOH Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к одной из них добавьте серной к
47 слайд

+H2SO4 +NaOH Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к одной из них добавьте серной кислоты, а к другой – щелочь. Что происходит?

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. При взаимодействии с кислотами образуются сол
48 слайд

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III): Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (III) с соляной кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД. Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O Cr(OH)3 + 3H+ + 3Cl– = Cr3+ + 3Cl– + 3H2O Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6] Cr(OH)3 + 3Na+ + 3OH– = 3Na+ + [Cr(OH)6]3– Cr(OH)3 + 3OH– = [Cr(OH)6]
49 слайд

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6] Cr(OH)3 + 3Na+ + 3OH– = 3Na+ + [Cr(OH)6]3– Cr(OH)3 + 3OH– = [Cr(OH)6]3– 2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O t° Гидроксид хрома (III) растворяется в щелочах При нагревании гидроксид хрома (III) разлагается: гексагидроксохромат (III) натрия (изумрудно-зеленый)

Соли хрома (III) Хроматы (III) устойчивы в щелочной среде. Они легко реагируют с кислотами: недостат
50 слайд

Соли хрома (III) Хроматы (III) устойчивы в щелочной среде. Они легко реагируют с кислотами: недостаток кислоты: избыток кислоты: В растворе подвергаются полному гидролизу: NaCrO2 + HCl + H2O = Cr(OH)3 + NaCl NaCrO2 + 4HCl = CrCl3 + NaCl + 2H2O с угольной кислотой Na3[Cr(OH)6] + 3CO2 = Cr(OH)3 + 3NaHCO3 Cr2S3 + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S В водных растворах катион Cr3+ встречается только в виде гидратированного иона [Cr(H2O)6] 3+, который придает раствору сине-фиолетовый цвет. раствору сине-фиолетовый цвет.

Сульфат хрома (III) образует двойные соли – хромовые квасцы. Из смешанного раствора сульфата хрома (
51 слайд

Сульфат хрома (III) образует двойные соли – хромовые квасцы. Из смешанного раствора сульфата хрома (III) и сульфата калия кристаллизуется двойная соль – KCr(SO4)2·12H2O сине-фиолетового цвета. Применяются в качестве дубящего вещества при изготовлении эмульсий, а также в дубящих растворах и дубящих фиксажах.

Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительные так и восстановительные свойства. Рассмотри
52 слайд

Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительные так и восстановительные свойства. Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. Назовите окислитель и восстановитель. K3[Cr(OH)6] + Br2 + KOH → K2CrO4 + KBr + H2O CrCl3 + H2O2 + KOH → K2CrO4 + KCl + H2O KCrO2 + PbO2 + KOH → K2CrO4 + K2PbO2 + H2O Cr2(SO4)3 + Cl2 + NaOH → Na2CrO4 + NaCl + H2O + Na2SO4 CrCl3 + Zn → CrCl2 + ZnCl2

K3[Cr+3(OH)6] + Br20 + KOH → K2Cr+6O4 + KBr– + H2O Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель Br20
53 слайд

K3[Cr+3(OH)6] + Br20 + KOH → K2Cr+6O4 + KBr– + H2O Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель Br20 + 2e → 2Br–1 3 восстановление, окислитель 2K3[Cr(OH)6] + 3Br2 + 4KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O Cr+3Cl3 + Zn0 → Cr+2Cl2 + Zn+2Cl2 Cr+3 + 1e → Cr+2 2 восстановление, окислитель Zn0 – 2e → Zn+2 1 окисление, восстановитель 2CrCl3 + Zn = 2CrCl2 + ZnCl2 KCr+3O2 + Pb+4O2 + KOH → K2Cr+6O4 + K2Pb+2O2 + H2O Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель Pb+4 + 2e → Pb–2 3 восстановление, окислитель 2KCrO2 + 3PbO2 + 8KOH = 2K2CrO4 + 3K2PbO2 + 4H2O

Cr+3Cl3 + H2O2–1 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl + H2O–2 Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель 2O–1 +
54 слайд

Cr+3Cl3 + H2O2–1 + KOH → K2Cr+6O4 + KCl + H2O–2 Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель 2O–1 + 2e → 2O–2 3 восстановление, окислитель 2CrCl3 + 3H2O2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O Cr2+3(SO4)3 + Cl20 + NaOH → Na2Cr+6O4 + NaCl– + H2O + Na2SO4 Cr+3 – 3e → Cr+6 2 окисление, восстановитель Cl20 + 2e → 2Cl–1 3 восстановление, окислитель Cr2(SO4)3 +3Cl2 +16NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8H2O +3Na2SO4

Получают CrO3 действием избытка концентрированной серной кислоты на насыщенный водный раствор дихром
55 слайд

Получают CrO3 действием избытка концентрированной серной кислоты на насыщенный водный раствор дихромата натрия: Na2Cr2O7 + 2H2SO4 = 2CrO3 + 2NaHSO4 + H2O Оксид хрома (VI) очень ядовит. 4CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2↑. При нагревании выше 250 °C разлагается: Оксид хрома (VI) CrO3 — хромовый ангидрид, представляет собой темно-красные игольчатые кристаллы.

CrO3 — кислотный оксид. С избытком воды образуется хромовая кислота H2CrO4 CrO3 + Н2O = Н2CrO4 При б
56 слайд

CrO3 — кислотный оксид. С избытком воды образуется хромовая кислота H2CrO4 CrO3 + Н2O = Н2CrO4 При большой концентрации CrO3 образуется дихромовая кислота Н2Cr2О7 2CrO3 + Н2O = Н2Cr2O7 которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту: Н2Cr2О7 + Н2О = 2Н2CrO4 При растворении в воде образует кислоты. Эти кислоты – неустойчивые. Существуют только в растворе. Между ними в растворе устанавливается равновесие 2Н2CrO4 ↔ Н2Cr2O7 + Н2O При взаимодействии CrO3 со щелочами образуются хроматы CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O.

CrO3 является сильным окислителем Например этанол, ацетон и многие другие органические вещества само
57 слайд

CrO3 является сильным окислителем Например этанол, ацетон и многие другие органические вещества самовоспламеняются или даже взрываются при контакте с ним. Окисляет йод, серу, фосфор, уголь. 4CrO3 + 3S = 2Cr2O3 + 3SO2↑. CrO3 + C2H5OH → CO2 + Cr2O3 + H2O C2H5OH + 3H2O – 12e → 2CO2 + 12H+ 1 2CrO3 + 6H+ + 6e → Cr2O3 + 3H2O 2 4CrO3 + C2H5OH → 2CO2 + 2Cr2O3 + 3H2O C2H5OH + 3H2O + 4CrO3 + 12H+ = 2CO2 + 12H+ + 2Cr2O3 + 6H2O

Если поместить оксид хрома на фарфоровую пластинку и капнуть на него несколько капель ацетона,то чер
58 слайд

Если поместить оксид хрома на фарфоровую пластинку и капнуть на него несколько капель ацетона,то через несколько секунд ацетон загорается. При этом оксид хрома (VI) восстанавливается до оксида хрома (III), а ацетон окисляется до углекислого газа и воды. Окисление ацетона хромовым ангидридом. 16CrO3 + 3CH3– С – CH3 → 9CO2 + 8Cr2O3 + 9H2O О

Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н2CrO4 и дихромовая Н2Cr2O7
59 слайд

Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н2CrO4 и дихромовая Н2Cr2O7

Хромовая кислота — кристаллическое вещество красного цвета; выделена в свободном состоянии при охлаж
60 слайд

Хромовая кислота — кристаллическое вещество красного цвета; выделена в свободном состоянии при охлаждении насыщенных водных растворов CrO3; хромовая кислота — электролит средней силы. Изополихромовые кислоты существуют в водных растворах, окрашенных в красный цвет

хроматы – соли хромовой кислоты устойчивы в щелочной среде, при подкислении переходят в оранжевые ди
61 слайд

хроматы – соли хромовой кислоты устойчивы в щелочной среде, при подкислении переходят в оранжевые дихроматы, соли двухромовой кислоты. Реакция обратима, поэтому при добавлении щелочи желтая окраска хромата восстанавливается. 2CrO42– + 2H+ ↔ Cr2O72– + H2O хроматы дихроматы соли ОН– Н+

Лабораторный опыт № 3 К раствору дихромата калия добавьте гидроксид калия. Как изменилась окраска? Ч
62 слайд

Лабораторный опыт № 3 К раствору дихромата калия добавьте гидроксид калия. Как изменилась окраска? Чем это вызвано? К полученному раствору добавьте серной кислоты до восстановления желтой окраски. Напишите уравнения реакций.

2K2CrO4 + H2SO4(разб.) = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O 2K2CrO4 + 2HCl(разб.)
63 слайд

2K2CrO4 + H2SO4(разб.) = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O 2K2CrO4 + 2HCl(разб.) = K2Cr2O7 + 2KCl + H2O 2K2CrO4 + H2O + CO2 = K2Cr2O7 + KHCO3

Взаимопревращение хроматов и дихроматов Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н2CrO
64 слайд

Взаимопревращение хроматов и дихроматов Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н2CrO4 и дихромовая Н2Cr2O7, Хромат калия K2CrO4 и дихромат калия K2Cr2O7 – соли этих кислот. Хроматы – желтого цвета, дихроматы – оранжевого. В кислой среде хромат-ион превращается в дихромат-ион. В присутствии щелочи дихроматы снова становятся хроматами. Хромат калия превращаем в дихромат, добавляя кислоту. Желтый раствор становится оранжевым. 2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O В стакан с дихроматом калия добавляем щелочь, оранжевый раствор становится желтым – дихроматы превращаются в хроматы. K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

Соединения хрома (VI) – сильные окислители Cr2O72– Cr3+ Cr(OH)3 [Cr(OH)6]3– H+ H2O OH– Cr2O72– + 14H
65 слайд

Соединения хрома (VI) – сильные окислители Cr2O72– Cr3+ Cr(OH)3 [Cr(OH)6]3– H+ H2O OH– Cr2O72– + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O Cr2O72– + 7Н2О + 6e → 2[Cr(OH)6]3– + 2ОН–

Окислительные свойства дихроматов Дихроматы, например дихромат калия K2Cr2O7 – сильные окислители. П
66 слайд

Окислительные свойства дихроматов Дихроматы, например дихромат калия K2Cr2O7 – сильные окислители. Под действием восстановителей дихроматы в кислой среде переходят в соли хрома (III). Примером такой реакции может служить окисление сульфита натрия раствором дихромата калия в кислой среде. К раствору дихромата калия добавляем серную кислоту и раствор сульфита натрия. K2Cr2O7 +3Na2SO3+4H2SO4 =Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4+ K2SO4 + 4H2O Оранжевая окраска, характерная для дихроматов, переходит в зеленую. Образовался раствор сульфата хрома (III) зеленого цвета. Соли хрома - ярко окрашены, именно поэтому элемент получил такое название: "хром", что в переводе с греческого означает "цвет, краска". опыт

Zn + K2Cr2O7 + H2SO4 → ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4
67 слайд

Zn + K2Cr2O7 + H2SO4 → ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 → O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O K2Cr2O7 + H2O + H2S → S + Cr(OH)3 + KOH K2Cr2O7 + H2O + K2S → S + K3[Cr(OH)6] + KOH Дихроматы проявляют окислительные свойства не только в растворах, но и в твердом виде: K2Cr2O7 + S → K2SO4 + Cr2O3 K2Cr2O7 + С → K2СO3 + СО + Cr2O3 K2Cr2O7 + Al → Cr + KAlO2 + Al2O3 Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные Расставьте коэффициенты. K2Cr2O7 + KOH + (NH4)2S → S + K3[Cr(OH)6] + NH3

Zn0 + K2Cr2+6O7 + H2SO4 → Zn+2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 +H2O Cr+6 + 3e → Cr+3 2 восстановление, окис
68 слайд

Zn0 + K2Cr2+6O7 + H2SO4 → Zn+2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 +H2O Cr+6 + 3e → Cr+3 2 восстановление, окислитель Zn0 – 2e → Zn+2 3 окисление, восстановитель 3Zn + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O K2Cr2+6O7 + H2S–2 + H2SO4 → S0 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 + H2O Cr+6 + 3e → Cr+3 2 восстановление, окислитель S–2 – 2e → S0 3 окисление, восстановитель K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O K2Cr2+6O7 + H2O2–1 + H2SO4 → O20 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 +H2O Cr+6 + 3e → Cr+3 2 восстановление, окислитель 2O–1 – 2e → O20 3 окисление, восстановитель K2Cr2O7 + 3H2O2 + 4H2SO4 = 3O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

K2Cr2+6O7 + H2O + H2S–2 → S0 + Cr+3(OH)3 + KOH K2Cr2+6O7 + H2O + K2S–2 → S0 + K3[Cr+3 (OH)6] + KOH K
69 слайд

K2Cr2+6O7 + H2O + H2S–2 → S0 + Cr+3(OH)3 + KOH K2Cr2+6O7 + H2O + K2S–2 → S0 + K3[Cr+3 (OH)6] + KOH K2Cr2+6O7 + KOH +H2O + (NH4)2S–2 → S0 + K3[Cr+3(OH)6] + NH3 2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 1 восстановление, окислитель S–2 – 2e → S0 3 окисление, восстановитель 2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 1 восстановление, окислитель S–2 – 2e → S0 3 окисление, восстановитель 2Cr+6 + 6e → 2Cr+ 1 восстановление, окислитель S–2 – 2e → S0 3 окисление, восстановитель K2Cr2O7 + H2O + 3H2S = 3S + 2Cr(OH)3 + 2KOH K2Cr2O7 + 7H2O + 3K2S = 3S + 2K3[Cr(OH)6] + 2KOH K2Cr2O7 + 4KOH + H2O + 3(NH4)2S = 3S + 2K3[Cr(OH)6] + 6NH3

K2Cr2+6O7 + S0 → K2S+6O4 + Cr2+3O3 K2Cr2O7 + S = K2SO4 + Cr2O3 K2Cr2+6O7 + С0 → K2С+4O3 + С+2О + Cr2
70 слайд

K2Cr2+6O7 + S0 → K2S+6O4 + Cr2+3O3 K2Cr2O7 + S = K2SO4 + Cr2O3 K2Cr2+6O7 + С0 → K2С+4O3 + С+2О + Cr2+3O3 K2Cr2O7 + 2С = K2СO3 + СО + Cr2O3 K2Cr2+6O7 + Al0 → Cr0 + KAlO2 + Al2+3O3 K2Cr2O7 + 4Al = 2Cr + 2KAlO2 + Al2O3 Cr+6 + 3e → Cr+3 2 восстановление, окислитель S0 – 6e → S+6 1 окисление, восстановитель Cr+6 + 3e → Cr+3 3 2 восстановление, окислитель С0 – 4e → С+4 4 1 окисление, восстановитель С0 – 2e → С+2 2 1 2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 1 восстановление, окислитель Al0 – 3e → Al+3 2 окисление, восстановитель

Дихромат калия (хромпик) широко применяется как окислитель органических соединений: 3С2H5OH + K2Cr2O
71 слайд

Дихромат калия (хромпик) широко применяется как окислитель органических соединений: 3С2H5OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 CH3– CHO + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O 3С3H7OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 3CH3– C–CH3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O ║ O

Хроматы щелочных металлов плавятся без разложения, а дихроматы при высокой температуре превращаются
72 слайд

Хроматы щелочных металлов плавятся без разложения, а дихроматы при высокой температуре превращаются в хроматы. Дихромат аммония разлагается при нагревании: (NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O 180°C

В ряду гидроксидов хрома различных степеней окисления Cr(ОН)2 — Cr(ОН)3 — Н2CrО4 закономерно происхо
73 слайд

В ряду гидроксидов хрома различных степеней окисления Cr(ОН)2 — Cr(ОН)3 — Н2CrО4 закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Такое изменение свойств обусловлено увеличением степени окисления и уменьшением ионных радиусов хрома. В этом же ряду последовательно усиливаются окислительные свойства. Соединения Cr (II) — сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (III). Соединения хрома(VI) — сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).

Степень окисления хромa +2 +3 +6 Оксид CrO Cr2O3 CrO3 Гидроксид Cr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO4 H2Cr2O7 Кисло
74 слайд

Степень окисления хромa +2 +3 +6 Оксид CrO Cr2O3 CrO3 Гидроксид Cr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO4 H2Cr2O7 Кислотные и окислительные свойства возрастают Основные и восстановительные свойства возрастают Соединения хрома

Начала химии. Современный курс для поступающих в ВУЗы. – М.: 1Федеративная Книготорговая Компания. Х
75 слайд

Начала химии. Современный курс для поступающих в ВУЗы. – М.: 1Федеративная Книготорговая Компания. Химия. Подготовка к ЕГЭ: учебно-методическое пособие / Под ред. В.Н. Доронькина. – Ростов н/Дону: Легион Химия. Пособие для поступающих в вузы /О.О. Максименко. – М. : Филол. о-во СЛОВО: Изд-во Эксмо Интернет-ресурсы (картинки, видеофрагменты: 1) Единая образовательная коллекция цифровых ресурсов. Химия. Неорганическая химия. Металлы побочных подгрупп. Хром. Видеопыты. http://school-collection.edu.ru/ 2) Образовательная коллекция Химия для всех XXI Химические опыты со взрывами и без

Комментарии (0) к презентации "Хром"