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

Задание №1

Степень окисления +2 во всех соединениях проявляет

Ответ: 4

Пояснение:

Из всех предложенных вариантов степень окисления +2 в сложных соединениях проявляет только цинк, являясь элементом побочной подгруппы второй группы, где максимальная степень окисления равна номеру группы.

Олово – элемент главной подгруппы IV группы, металл, проявляет степени окисления 0 (в простом веществе), +2, +4 (номер группы).

Фосфор – элемент главной подгруппы главной группы, являясь неметаллом, проявляет степени окисления от -3 (номер группы – 8) до +5 (номер группы).

Железо – металл, элемент расположен в побочной подгруппе главной группы. Для железа характерны степени окисления: 0, +2, +3, +6.

Задание №2

Соединение состава KЭО 4 образует каждый из двух элементов:

1) фосфор и хлор

2) фтор и марганец

3) хлор и марганец

4) кремний и бром

Ответ: 3

Пояснение:

Соль состава KЭО 4 содержит кислотный остаток ЭО 4 - , где кислород обладает степенью окисления -2, следовательно, степень окисления элемента Э в этом кислотном остатке равна +7. Из предложенных вариантов подходят хлор и марганец – элементы главной и побочной подгруппы VII группы соответственно.

Фтор – также элемент главной подгруппы VII группы, однако, являясь самым электроотрицательным элементом, не проявляет положительных степеней окисления (0 и -1).

Бор, кремний и фосфор – элементы главных подгрупп 3, 4 и 5 групп соответственно, поэтому в солях проявляют соответствующие максимальные степени окисления +3, +4, +5.

Задание №3

• 1. Zn и Cr
• 2. Si и B
• 3. Fe и Mn
• 4. P и As

Ответ: 4

Пояснение:

Одинаковую высшую степень окисления в соединениях, равную номеру группы (+5), проявляют P и As. Это элементы расположены в главной подгруппе V группы.

Zn и Cr – элементы побочных подгрупп II и VI групп соответственно. В соединениях цинк проявляет высшую степень окисления +2, хром - +6.

Fe и Mn – элементы побочных подгруппы VIII и VII групп соответственно. Высшая степень окисления у железа составляет +6, у марганца - +7.

Задание №4

Одинаковую высшую степень окисления в соединениях проявляют

• 1. Hg и Cr
• 2. Si и Al
• 3. F и Mn
• 4. P и N

Ответ: 4

Пояснение:

Одинаковую высшую степень окисления в соединениях, равную номеру группы (+5), проявляют P и N. Эти элементы расположены в главной подгруппе V группы.

Hg и Cr – элементы побочных подгрупп II и VI групп соответственно. В соединениях ртуть проявляет высшую степень окисления +2, хром – +6.

Si и Al − элементы главных подгруппы IV и III групп соответственно. Следовательно, для кремния максимальная степень окисления в сложных соединениях равна +4 (номер группы, где расположен кремний), для алюминия − +3 (номер группы, где расположен алюминия).

F и Mn – элементы главной и побочной подгрупп VII групп соответственно. Однако фтор, являясь самым электроотрицательным элементом Периодической системы химических элементов, не проявляет положительных степеней окисления: в сложных соединения его степень окисления равна −1 (номер группы−8). Высшая степень окисления марганца составляет +7.

Задание №5

Степень окисления +3 азот проявляет в каждом из двух веществ:

• 1. HNO 2 и NH 3
• 2. NH 4 Cl и N 2 О 3
• 3. NaNO 2 и NF 3
• 4. HNO 3 и N 2

Ответ: 3

Пояснение:

В азотистой кислоте HNO 2 степень окисления кислорода в кислотном остатке равна -2, у водорода - +1, следовательно, чтобы молекула оставалась электронейтральной, степень окисления азота составляет +3. В аммиаке NH 3 азот является более электроотрицательным элементом, поэтому он оттягивает на себя электронную пару ковалентной полярной связи и обладает отрицательной степенью окисления -3, степень окисления водорода в аммиаке составляет +1.

Хлорид аммония NH 4 Cl является аммонийной солью, поэтому степень окисления азота такая же, как в аммиаке, т.е. равна -3. В оксидах степень окисления кислорода всегда равна -2, поэтому у азота она составляет +3.

В нитрите натрия NaNO 2 (соли азотистой кислоты) степень окисления азота такая же, как в азота в азотистой кислоте, т.к. составляет +3. Во фториде азота степень окисления азота +3, поскольку фтор является самым электроотрицательным элементом Периодической системы и в сложных соединениях проявляет отрицательную степень окисления -1. Данный вариант ответа удовлетворяет условию задания.

В азотной кислоте азот обладает высшей степенью окисления, равной номеру группы (+5). Азот как простое соединение (поскольку состоит из атомов одного химического элемента) обладает степенью окисления 0.

Задание №6

Высшему оксиду элемента VI группы соответствует формула

• 1. Э 4 O 6
• 2. ЭO 4
• 3. ЭO 2
• 4. ЭО 3

Ответ: 4

Пояснение:

Высшим оксидом элемента является оксид элемента с его максимальной степени окисления. В группе наивысшая степень окисления элемента равна номеру группы, следовательно, в VI группе максимальная степень окисления элемента равна +6. В оксидах кислород проявляет степень окисления -2. Цифры, стоящие под символом элемента, называются индексами и указывает на количество атомов этого элемента в молекуле.

Первый вариант является неверным, т.к. элемент обладает степенью окисления 0-(-2)⋅6/4 = +3.

Во втором варианте элемент обладает степенью окисления 0-(-2) ⋅ 4 = +8.

В третьем варианте степень окисления элемента Э: 0-(-2) ⋅ 2 = +4.

В четвертом варианте степень окисления элемента Э: 0-(-2) ⋅ 3 = +6, т.е. это искомый ответ.

Задание №7

Степень окисления хрома в дихромате аммония (NH 4) 2 Cr 2 O 7 равна

• 1. +6
• 2. +2
• 3. +3
• 4. +7

Ответ: 1

Пояснение:

В бихромате аммония (NH 4) 2 Cr 2 O 7 в катионе аммония NH 4 + азот как более электроотрицательный элемент обладает низшей степенью окисления -3, водород заряжен положительно +1. Следовательно, весь катион обладает зарядом +1, но, поскольку этих катионов 2, то общий заряд составляет +2.

Для того чтобы молекула оставалась электронейтральной, у кислотного остатка Cr 2 O 7 2− заряд должен быть -2. Кислород в кислотных остатках кислот и солей всегда обладает зарядом -2, поэтому 7 атомов кислорода, входящих в состав молекулы бихромата аммония, заряжены -14. Атомов хрома Cr в молекулы 2, следовательно, если заряд хрома обозначить за x, то имеем:

2x + 7 ⋅ (-2) = -2, где x = +6. Заряд хрома в молекуле бихромата аммония равен +6.

Задание №8

Степень окисления +5 возможна для каждого из двух элементов:

1) кислорода и фосфора

2) углерода и брома

3) хлора и фосфора

4) серы и кремния

Ответ: 3

Пояснение:

В первом предложенном варианте ответов только фосфор как элемент главной подгруппы V группы может проявлять степень окисления +5, которая является для него максимальной. Кислород (элемент главной подгруппы VI группы), являясь элементом с высокой электроотрицательностью, в оксидах проявляет степень окисления -2, как простое вещество – 0 и в соединении со фтором OF 2 – +1. Степень окисления +5 для него не характерна.

Углерод и бром – элементы главных подгрупп IV и VII групп соответственно. Для углерода характерна максимальная степень окисления +4 (равна номеру группы), а бром проявляет степени окисления -1, 0 (в простом соединении Br 2), +1, +3, +5 и +7.

Хлор и фосфор – элементы главных подгрупп VII и V групп соответственно. Фосфор проявляется максимальную степень окисления +5 (равную номеру группы), для хлора аналогично брому характерны степени окисления -1, 0 (в простом соединении Cl 2), +1, +3, +5, +7.

Сера и кремний – элементы главных подгрупп VI и IV групп соответственно. Сера проявляет широкий спектр степеней окисления от -2 (номер группы − 8) до +6 (номер группы). Для кремния максимальная степень окисления равна +4 (номер группы).

Задание №9

• 1. NaNO 3
• 2. NaNO 2
• 3. NH 4 Cl
• 4. NO

Ответ: 1

Пояснение:

В нитрате натрия NaNO 3 натрий имеет степень окисления +1 (элемент I группы), атомов кислорода в кислотном остатке 3, каждый из которых имеет степень окисления −2, следовательно, чтобы молекула оставалась электронейтральной, азот должен иметь степень окисления: 0 − (+1) − (−2)·3 = +5.

В нитрите натрия NaNO 2 атом натрий также имеет степень окисления +1 (элемент I группы), атомов кислорода в кислотном остатке 2, каждый из которых имеет степень окисления −2, следовательно, чтобы молекула оставалась электронейтральной, азот должен обладать степенью окисления: 0 − (+1) − (−2)·2 = +3.

NH 4 Cl − хлорид аммония. В хлоридах атомы хлора имеют степень окисления −1, атомы водорода, которого в молекуле 4, заряжен положительно, следовательно, чтобы молекула оставалась электронейтральной, степень окисления азота: 0 − (−1) − 4 ·(+1) = −3. В аммиаке и катионах аммонийных солей азот имеет минимальную степень окисления −3 (номер группы, в которой расположен элемент, − 8).

В молекуле оксида азота NO кислород проявляет минимальную степень окисления −2, как во всех оксидах, следовательно, степень окисления азота равна +2.

Задание №10

Высшую степень окисления азот проявляет в соединении, формула которого

• 1. Fe(NO 3) 3
• 2. NaNO 2
• 3. (NH 4) 2 SO 4
• 4. NO 2

Ответ: 1

Пояснение:

Азот – элемент главной подгруппы V группы, следовательно, он может проявлять максимальную степень окисления, равную номеру группы, т.е. +5.

Одна структурная единица нитрата железа Fe(NO 3) 3 состоит из одного иона Fe 3+ и трех нитрат-ионов. В нитрат-ионах атомы азота независимо от типа противоиона имеют степень окисления +5.

В нитрите натрия NaNO 2 натрий имеет степень окисления +1 (элемент главной подгруппы I группы), атомов кислорода в кислотном остатке 2, каждый из которых имеет степень окисления −2, следовательно, чтобы молекула оставалась электронейтральной, азот должен обладать степенью окисления 0 − (+1) − (−2)⋅2 = +3.

(NH 4) 2 SO 4 – сульфат аммония. В солях серной кислоты анион SO 4 2− имеет заряд 2−, следовательно, каждый катион аммония заряжен 1+. На водороде заряд +1, поэтому на азоте −3 (азот более электроотрицателен, поэтому оттягивает на себя общую электронную пару связи N−H). В аммиаке и катионах аммонийных солей азот имеет минимальную степень окисления −3 (номер группы, в которой расположен элемент, − 8).

В молекуле оксида азота NO 2 кислород проявляет минимальную степень окисления −2, как во всех оксидах, следовательно, степень окисления азота равна +4.

Задание №11

28910E

В соединениях состава Fe(NO 3) 3 и CF 4 степень окисления азота и углерода равна соответственно

Ответ: 4

Пояснение:

Одна структурная единица нитрата железа (III) Fe(NO 3) 3 состоит из одного иона железа Fe 3+ и трех нитрат-ионов NO 3 − . В нитрат-ионах азот всегда имеет степень окисления +5.

Во фториде углерода CF 4 фтор является более электроотрицательным элементом и оттягивает на себя общую электронную пару связи C-F, проявляя степень окисления -1. Следовательно, углерод C имеет степень окисления +4.

Задание №12

A32B0B

Степень окисления +7 хлор проявляет в каждом из двух соединений:

• 1. Ca(OCl) 2 и Cl 2 O 7
• 2. KClO 3 и ClO 2
• 3. BaCl 2 и HClO 4
• 4. Mg(ClO 4) 2 и Cl 2 O 7

Ответ: 4

Пояснение:

В первом варианте атомы хлора обладают степенями окисления +1 и +7 соответственно. Одна структурная единица гипохлорита кальция Ca(OCl) 2 состоит из одного иона кальция Ca 2+ (Ca - элемент главной подгруппы II группы) и двух гипохлорит-ионов OCl − , каждый из которых имеет заряд 1−. В сложных соединениях, кроме OF 2 и различных перекисей, кислород всегда имеет степень окисления −2, поэтому, очевидно, что хлор имеет заряд +1. В оксиде хлора Cl 2 O 7 , как и во всех оксидах, кислород обладает степенью окисления −2, следовательно, на хлор в этом соединении имеет степень окисления +7.

В хлорате калия KClO 3 атом калия имеет степень окисления +1, а кислород - −2. Для того чтобы молекула оставалась электронейтральной, хлор должен проявлять степень окисления +5. В оксиде хлора ClO 2 кислород, как и в любом другом оксиде, обладает степенью окисления −2, следовательно, для хлора его степень окисления равна +4.

В третьем варианте катион бария в сложном соединении заряжен +2, следовательно, на каждом анионе хлора в соли BaCl 2 сосредоточен отрицательный заряд −1. В хлорной кислоте HClO 4 общий заряд 4 атомов кислорода составляет −2⋅4 = −8, на катионе водорода заряд +1. Чтобы молекула оставалась электронейтральной, заряд хлора должен составлять +7.

В четвертом варианте в молекуле перхлората магния Mg(ClO 4) 2 заряд магния +2 (во всех сложных соединениях магний проявляет степень окисления +2), поэтому на каждый анион ClO 4 − приходится заряд 1−. В общем 4 иона кислорода, где каждый проявляет степень окисления −2, заряжены −8. Следовательно, чтобы общий заряд аниона составлял 1−, на хлоре должен быть заряд +7. В оксиде хлора Cl 2 O 7 , как было объяснено выше, заряд хлора составляет +7.

«Национальный исследовательский Томский политехнический Университет»

Институт природных ресурсов Геоэкология и геохимия

Хром

По дисциплине:

Химия

Выполнил:

студент группы 2Г41 Ткачева Анастасия Владимировна 29.10.2014

Проверил:

преподаватель Стась Николай Федорович

Положение в периодической системе

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 металлголубовато-белого цвета. Хром иногда относят к чёрным металлам.

Строение атома

17 Cl)2)8)7 - схема строения атома

1s2s2p3s3p- электронная формула

Атом располагается в III периоде, и имеет три энергетических уровня

Атом располагается в VII в группе, в главной подгруппе – на внешнем энергетическом уровне 7 электронов

Свойства элемента

Физические свойства

Хром - белый блестящий металл с кубической объемно-центрированной решеткой, а = 0,28845 нм, отличающийся твердостью и хрупкостью, с плотностью 7,2 г/см 3 , один из самых твердых чистых металлов (уступает только бериллию, вольфраму и урану), с температурой плавления 1903 град. И с температурой кипения около 2570 град. С. На воздухе поверхность хрома покрывается оксидной пленкой, которая предохраняет его от дальнейшего окисления. Добавка углерода к хрому еще больше увеличивает его твердость.

Химические свойства

Хром при обычных условиях – инертный металл, при нагревании становится довольно активным.

Взаимодействие с неметаллами

При нагревании выше 600°С хром сгорает в кислороде:

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

С фтором реагирует при 350°С, с хлором – при 300°С, с бромом – при температуре красного каления, образуя галогениды хрома (III):

2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3 .

С азотом реагирует при температуре выше 1000°С с образованием нитридов:

2Cr + N 2 = 2CrN

или 4Cr + N 2 = 2Cr 2 N.

2Cr + 3S = Cr 2 S 3 .

Реагирует с бором, углеродом и кремнием с образованием боридов, карбидов и силицидов:

Cr + 2B = CrB 2 (возможно образование Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 4),

2Cr + 3C = Cr 2 C 3 (возможно образование Cr 23 C 6 , Cr 7 B 3),

Cr + 2Si = CrSi 2 (возможно образование Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 , CrSi).

С водородом непосредственно не взаимодействует.

Взаимодействие с водой

В тонкоизмельченном раскаленном состоянии хром реагирует с водой, образуя оксид хрома (III) и водород:

2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов хром находится до водорода, он вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот:

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 ;

Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 .

В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O.

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты:

2Cr + 6H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O;

Cr + 6HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Взаимодействие с щелочными реагентами

В водных растворах щелочей хром не растворяется, медленно реагирует с расплавами щелочей с образованием хромитов и выделением водорода:

2Cr + 6KOH = 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2 .

Реагирует с щелочными расплавами окислителей, например хлоратом калия, при этом хром переходит в хромат калия:

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

Восстановление металлов из оксидов и солей

Хром – активный металл, способен вытеснять металлы из растворов их солей: 2Cr + 3CuCl 2 = 2CrCl 3 + 3Cu.

Свойства простого вещества

Устойчив на воздухе за счёт пассивирования. По этой же причине не реагирует с серной и азотной кислотами. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома(III) Cr 2 O 3 , обладающего амфотерными свойствами.

Синтезированы соединения хрома с бором (бориды Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 2 , CrB 4 и Cr 5 B 3), с углеродом (карбиды Cr 23 C 6 , Cr 7 C 3 и Cr 3 C 2), c кремнием (силициды Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 и CrSi) и азотом (нитриды CrN и Cr 2 N).

Соединения Cr(+2)

Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr 2+ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr 3+ или дихроматов цинком в кислой среде («водородом в момент выделения»):

Все эти соли Cr 2+ - сильные восстановители вплоть до того, что при стоянии вытесняют водород из воды. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr 2+ окисляется, в результате чего голубой раствор быстро зеленеет.

Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH) 2 осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II).

Синтезированы дигалогениды хрома CrF 2 , CrCl 2 , CrBr 2 и CrI 2

Соединения Cr(+3)

Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr 2 O 3 и гидроксид Cr(OH) 3 (оба - зелёного цвета). Это - наиболее устойчивая степень окисления хрома. Соединения хрома в этой степени окисления имеют цвет от грязно-лилового (ион 3+) до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы).

Cr 3+ склонен к образованию двойных сульфатов вида M I Cr(SO 4) 2 ·12H 2 O (квасцов)

Гидроксид хрома (III) получают, действуя аммиаком на растворы солей хрома (III):

Cr+3NH+3H2O→Cr(OH)↓+3NH

Можно использовать растворы щелочей, но в их избытке образуется растворимый гидроксокомплекс:

Cr+3OH→Cr(OH)↓

Cr(OH)+3OH→

Сплавляя Cr 2 O 3 со щелочами получают хромиты:

Cr2O3+2NaOH→2NaCrO2+H2O

Непрокаленный оксид хрома(III) растворяется в щелочных растворах и в кислотах:

Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3H2O

При окислении соединений хрома(III) в щелочной среде образуются соединения хрома(VI):

2Na+3HO→2NaCrO+2NaOH+8HO

То же самое происходит при сплавлении оксида хрома (III) со щелочью и окислителями, или со щелочью на воздухе (расплав при этом приобретает жёлтую окраску):

2Cr2O3+8NaOH+3O2→4Na2CrO4+4H2O

Соединения хрома (+4) [

При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO 3 в гидротермальных условиях получают оксид хрома(IV) CrO 2 , который является ферромагнетикоми обладает металлической проводимостью.

Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF 4 , тетрахлорид хрома CrCl 4 существует только в парах.

Соединения хрома (+6)

Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид хрома (VI) CrO 3 и целый ряд кислот, между которыми существует равновесие. Простейшие из них - хромовая H 2 CrO 4 и двухромовая H 2 Cr 2 O 7 . Они образуют два ряда солей: желтые хроматы и оранжевые дихроматы соответственно.

Оксид хрома (VI) CrO 3 образуется при взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H 2 CrO 4 , дихромовую H 2 Cr 2 O 7 и другие изополикислоты с общей формулой H 2 Cr n O 3n+1 . Увеличение степени полимеризации происходит с уменьшением рН, то есть увеличением кислотности:

2CrO+2H→Cr2O+H2O

Но если к оранжевому раствору K 2 Cr 2 O 7 прилить раствор щёлочи, как окраска вновь переходит в жёлтую так как снова образуется хромат K 2 CrO 4:

Cr2O+2OH→2CrO+HO

До высокой степени полимеризации, как это происходит у вольфрама и молибдена, не доходит, так как полихромовая кислота распадается на оксид хрома(VI) и воду:

H2CrnO3n+1→H2O+nCrO3

Растворимость хроматов примерно соответствует растворимости сульфатов. В частности, желтый хромат бария BaCrO 4 выпадает при добавлении солей бария, как к растворам хроматов, так и к растворам дихроматов:

Ba+CrO→BaCrO↓

2Ba+CrO+H2O→2BaCrO↓+2H

Образование кроваво-красного малорастворимого хромата серебра используют для обнаружения серебра в сплавах при помощи пробирной кислоты.

Известны пентафторид хрома CrF 5 и малоустойчивый гексафторид хрома CrF 6 . Также получены летучие оксигалогениды хрома CrO 2 F 2 и CrO 2 Cl 2 (хромилхлорид).

Соединения хрома(VI) - сильные окислители, например:

K2Cr2O7+14HCl→2CrCl3+2KCl+3Cl2+7H2O

Добавление к дихроматам перекиси водорода, серной кислоты и органического растворителя (эфира) приводит к образованию синего пероксида хрома CrO 5 L (L - молекула растворителя), который экстрагируется в органический слой; данная реакция используется как аналитическая.

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.