Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ, стр. 13
Хром реагирует в расплаве с сильными окислителями:
2Cr + КClO 3= Cr 2O 3+ КCl (500–700 °C)
2Cr + 3KNO 3= Cr 2O 3+ 3KNO 2(400–550 °C)
Получениехрома в промышленности – алюминотермия:
Cr 2O 3+ 2Al = 2Cr + Al 2O 3(800 °C)
и электролиз раствора:
Промышленно важен сплав хрома с железом — феррохром(6O—85 % хрома), его производят восстановлением оксидов, например минерала хромит:
Применяется хром для создания защитных покрытий на других металлах ( хромирование), как компонент механически прочных и коррозионно-стойких сталей.
Гидроксид хрома (III)Cr(ОН) 3.Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксидCrО(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. Применяется для синтеза соединений хрома (III).
Уравнения важнейших реакций:
Получение:осаждение гидратом аммиака из растора солей хрома(III):
Cr 3++ 3(NH 3Н 2O) = Cr(OH) 3v + 3NH 4 +
Хромат калияК 2CrO 4.Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде ( желтаяокраска раствора отвечает иону CrO 4 2-), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К 2Cr 2O 7. Окислитель (более слабый, чем К 2Cr 2O 7). Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакцияна 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:
2К 2CrO 4+ H 2SO 4(30 %) = К 2Cr 2O 7+ K 2SO 4+ Н 2O
2К 2CrO 4(т)+ 16HCl (конц., гор.) = 2CrCl 3+ ЗCl 3^ + 8H 2O + 4КCl
2К 2CrO 4+ 2H 2O + 3H 2S = 2Cr(OH) 3v + 3Sv + 4KOH
2К 2CrO 4+ 8H 2O + 3K 2S = 2K 3[Cr(OH) 6] + 3Sv + 4KOH
2К 2CrO 4+ 2AgNO 3= 2KNO 3+ Ag 2CrO 4(красн.)v
Качественная реакция:
К 2CrO 4+ ВаCl 2= 2КCl + ВаCrO 4v
2BaCrO 4(т)+ 2HCl (разб.) = ВаCr 2O 7(р)+ ВаCl 2+ Н 2O
Получение:спекание хромитас поташом на воздухе:
4(Cr 2Fe II)O 4+ 8К 2СO 3+ 7O 2= 8К 2CrO 4+ 2Fe 2O 3+ 8СO 2 (1000 °C)
Дихромат калияК 2Cr 2O 7.Оксосоль. Техническое название хромпик.Оранжево-красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде ( оранжеваяокраска раствора отвечает иону Cr 2O 7 2-). В щелочной среде образует К 2CrO 4. Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественные реакции– синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н 2O 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 H 2SO 4(конц.) – для мытья химической посуды.
Уравнения важнейших реакций:
6.2. Марганец
Марганец– элемент 4-го периода и VIIB-группы Периодической системы, порядковый номер 25. Электронная формула атома [ 18Ar]3d 54s 2; характерные степени окисления +VII, +VI, +IV, +II и 0.
Шкала степеней окисления марганца:
По электроотрицательности (1,60) марганец занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, К, Са, Mg) и неметаллами (F, О, N, Cl). Соединения Mn II– оксид и гидроксид – проявляют основные свойства, соединения Mn IIIи Mn IV– амфотерные свойства, для соединений Mn VIи Mn VIIхарактерно почти полное преобладание кислотных свойств. Марганец образует многочисленные соли и бинарные соединения.
В природе – четырнадцатый по химической распространенности элемент (восьмой среди металлов; второй, после железа, тяжелый металл).
МарганецMn.Серебристо-белый (с серым оттенком) металл, более твердый и хрупкий по сравнению с железом. В виде мелкого порошка пирофорен. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в воде, поглощает водород, но не реагирует с ним.
При нагревании сгорает в кислороде воздуха, реагирует с хлором и серой:
В ряду напряжений марганец стоит левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H 2SO 4вытесняет водород:
Mn (порошок) + 2H += Mn 2++ Н 2^
Взаимодействует с кислотами-окислителями при нагревании, также образуя соли марганца (II):
Mn + 2H 2SO 4(конц.) = MnSO 4+ SO 2^ + 2Н 2O
ЗMn + 8HNO 3(разб.) = 3Mn(NO 3) 2+ 2NO^ + 4Н 2O
Получениемарганца в промышленности– восстановление пиролюзитаMnO 2или гаусманита(Mn IIMn 2 III)O 4коксом или алюминием:
MnO 2+ С (кокс) = Mn+ СO 2 (600 °C)
3(Mn IIMn 2 III)O 4+ 8Al = 9 Mn+ 4Al 2O 3 (700–900 °C)
Наиболее чистый марганец выделяют электролизом раствора из солей марганца(II), например:
Промышленно важен сплав с железом — ферромарганец(> 70 % Mn), его получают восстановлением оксидных руд марганца и железа.
Применяется марганец для изготовления специальных и тугоплавких сплавов, зеркального чугуна и марганцевых твердых сталей, в качестве катализатора в органическом синтезе.
Оксид марганца (IV)MnO 2.Черный, с коричневым оттенком, при нагревании разлагается. Из раствора осаждается в виде черного гидрата MnO 2nН 2O. Не проявляет амфотерных свойств в силу малой реакционной способности по отношению к воде, разбавленным кислотам НCl и H 2SO 4, азотной кислоте и щелочам в растворе. Типичный окислитель в растворе и расплаве, менее характерны свойства восстановителя.