Cr oh 2 это – Гидроксид хрома(II) — это… Что такое Гидроксид хрома(II)?

Гидроксид хрома(II) — это… Что такое Гидроксид хрома(II)?

Гидроксид хрома(II) — неорганическое соединение, гидроокись металла хрома с формулой Сr(OH)2, коричневое (гидрат — жёлтое) аморфное вещество, не растворимые в воде, образует кристаллогидрат.

Получение

  • Действие разбавленных щелочей на раствор солей двухвалентного хрома в инертной атмосфере:

Физические свойства

Гидроксид хрома(II) образует жёлтый осадок гидрата Сr(OH)2•4H2O при высушивании которого над концентрированной серной кислотой в токе водорода получают коричневый порошок безводного основания.

Не растворим в воде, р ПР = 19,7.

Химические свойства

  • Кристаллогидрат при нагревании разлагается:
  • Реагирует с кислотами:

Литература

  • Химическая энциклопедия / Редкол.: Зефиров Н.С. и др.. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5. — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9
  • Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0
  • Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.

dic.academic.ru

Гидроксид хрома(II) — Википедия. Что такое Гидроксид хрома(II)

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Гидроксид хрома(II) — неорганическое соединение, гидроксид металла хрома с формулой Сr(OH)2, коричневое (гидрат — жёлтое) аморфное вещество, нерастворимое в воде, образует кристаллогидрат.

Получение

  • Действие разбавленных щелочей на раствор солей двухвалентного хрома в инертной атмосфере:
CrCl2+2NaOH →h3 Cr(OH)2↓+2NaCl{\displaystyle {\mathsf {CrCl_{2}+2NaOH\ {\xrightarrow {H_{2}}}\ Cr(OH)_{2}\downarrow +2NaCl}}}

Физические свойства

Гидроксид хрома(II) образует жёлтый осадок гидрата Сr(OH)2•4H2O при высушивании которого над концентрированной серной кислотой в токе водорода получают коричневый порошок безводного основания.

Не растворим в воде, р ПР = 19,7.

Химические свойства

  • Кристаллогидрат при нагревании разлагается:
2(Cr(OH)2⋅4h3O) →150oC 2CrO(OH)+h3+8h3O{\displaystyle {\mathsf {2(Cr(OH)_{2}\cdot 4H_{2}O)\ {\xrightarrow {150^{o}C}}\ 2CrO(OH)+H_{2}+8H_{2}O}}}
  • Реагирует с кислотами:
Cr(OH)2+2HCl → CrCl2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Cr(OH)_{2}+2HCl\ {\xrightarrow {}}\ CrCl_{2}+2H_{2}O}}}
4Cr(OH)2+O2+2h3O → 4Cr(OH)3{\displaystyle {\mathsf {4Cr(OH)_{2}+O_{2}+2H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ 4Cr(OH)_{3}}}}
2Cr(OH)2+4Ch4COOH → [Cr2(h3O)2(Ch4COO)4]↓+2h3O{\displaystyle {\mathsf {2Cr(OH)_{2}+4CH_{3}COOH\ {\xrightarrow {}}\ [Cr_{2}(H_{2}O)_{2}(CH_{3}COO)_{4}]\downarrow +2H_{2}O}}}

Литература

wiki.sc

Гидроксид хрома(II) — Википедия

Гидроксид хрома
Общие
Систематическое
наименование
Гидроксид хрома(II)
Традиционные названия гидроксид хрома
Хим. формула Сr(OH)2
Физические свойства
Состояние коричневое (гидрат — жёлтое) аморфное вещество
Молярная масса 86,01 г/моль
Классификация
Рег. номер CAS 12626-43-6
PubChem 10197620
SMILES

 

[OH-].[OH-].[Cr+2]
InChI

 

1S/Cr.2h3O/h;2*1h3/q+2;;/p-2JSIVCHPFSUMIIU-UHFFFAOYSA-L
ChemSpider 8373120
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Гидроксид хрома(II) — неорганическое соединение, гидроксид металла хрома с формулой Сr(OH)2, коричневое (гидрат — жёлтое) аморфное вещество, нерастворимое в воде, образует кристаллогидрат.

Содержание

  • 1 Получение
  • 2 Физические свойства
  • 3 Химические свойства
  • 4 Литература

Получение

  • Действие разбавленных щелочей на раствор солей двухвалентного хрома в инертной атмосфере:
CrCl2+2NaOH →h3 Cr(OH)2↓+2NaCl{\displaystyle {\mathsf {CrCl_{2}+2NaOH\ {\xrightarrow {H_{2}}}\ Cr(OH)_{2}\downarrow +2NaCl}}}

Физические свойства

Гидроксид хрома(II) образует жёлтый осадок гидрата Сr(OH)2•4H2O при высушивании которого над концентрированной серной кислотой в токе водорода получают коричневый порошок безводного основания.

Не растворим в воде, р ПР = 19,7.

Химические свойства

  • Кристаллогидрат при нагревании разлагается:
2(Cr(OH)2⋅4h3O) →150oC 2CrO(OH)+h3+8h3O{\displaystyle {\mathsf {2(Cr(OH)_{2}\cdot 4H_{2}O)\ {\xrightarrow {150^{o}C}}\ 2CrO(OH)+H_{2}+8H_{2}O}}}
  • Реагирует с кислотами:
Cr(OH)2+2HCl → CrCl2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Cr(OH)_{2}+2HCl\ {\xrightarrow {}}\ CrCl_{2}+2H_{2}O}}}
  • Окисляется кислородом воздуха:
4Cr(OH)2+O2+2h3O → 4Cr(OH)3{\displaystyle {\mathsf {4Cr(OH)_{2}+O_{2}+2H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ 4Cr(OH)_{3}}}}
  • С концентрированной уксусной кислотой образует тёмно-красный осадок:
2Cr(OH)2+4Ch4COOH → [Cr2(h3O)2(Ch4COO)4]↓+2h3O{\displaystyle {\mathsf {2Cr(OH)_{2}+4CH_{3}COOH\ {\xrightarrow {}}\ [Cr_{2}(H_{2}O)_{2}(CH_{3}COO)_{4}]\downarrow +2H_{2}O}}}

Литература

  • Химическая энциклопедия / Редкол.: Зефиров Н.С. и др.. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5. — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9.
  • Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов — 3-е изд., испр — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0https://wikidata.org/Track:Q52153739″>https://wikidata.org/Track:Q52153731″>https://wikidata.org/Track:Q52153729″>https://wikidata.org/Track:Q52153728″>https://wikidata.org/Track:Q52153736″>
  • Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.
Это заготовка статьи о неорганическом веществе. Вы можете помочь проекту, дополнив её.

wikipedia.green

64. Оксиды и гидроксиды хрома

Хром образует три оксида: CrО, Cr2О3 и CrО3. Оксид хрома II (CrО) – основный оксид – черный порошок. Сильный восстановитель. CrО растворяется в разбавленной соляной кислоте: CrО + 2НСl = CrСl2 + Н2О.

При нагревании на воздухе выше 100 °C CrО превращается в Cr2О3: 4CrО + О2 = 2Cr2О3.

Оксид хрома III (Cr2О3) – тугоплавкий порошок зеленого цвета (температура плавления – 2265 °C). Твердость кристаллов близка к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств. Получают из хромистого железняка (FeCr2O4). При окислительно-щелочном сплавлении последнего с содой образуются хромат натрия NaCrO4: 2Fe(CrO2)2 + 4Na2CO3 + 1/2O2 = 4Na2CrO4 + Fe2O3 + 4CO2.

Затем Na2CrO4 переводят в Na2Cr2O7 – дихромат: Na2CrO4 + Н2SO4 = Na2Cr2O7 + Н2О + Na2SO4.

Далее дихромат восстанавливают углем и получают Cr2О3: Na2Cr2O7 + 2С = Na2CO3 + Cr2О3 + СО?.

В лаборатории Cr2О3 получают термическим разложением дихромата аммония: (Nh5)2Cr2O7?Cr2О3 + N2 + 4Н2О.

Cr2О3 – амфотерный оксид: реагирует с основаниями и кислотами при сплавлении его со щелочами образует хромиты: Cr2О3 + NaОН = 2NaCrO2 + Н2О.

Оксид хрома VI (CrО3) – темно-красные кристаллы, хорошо растворимые в воде. CrО3 – кислотный оксид, с избытком воды образует хромовую кислоту: CrO3 + h3O?h3CrO4.

CrO3 – ангидрид хромовой кислоты. При большой концентрации CrO3 образуются дихромовая кислота: 2CrO3 + h3O?h3CrO7.

CrO3 при нагревании до 250 °C разлагается: 4CrO3?2Cr2О3 + 3О2?.

Получение: взаимодействием дихромата калия с концентрированной h3S04 : К2CrO7 + Н2SO4 = CrO3? + К2SO4 + h3O. CrO3 – сильный окислитель – окисляет йод, серу, уголь, фосфор, превращаясь при этом в Cr2 О3.

Гидроксид хрома II Сг(ОН)2 желтого цвета, в воде не растворим, обладает основными свойствами, является восстановителем, получается действием щелочи на хлорид хрома CrСl2, получаемого при взаимодействии Cr c НСl:

Соединения Cr II неустойчивы и легко окисляются кислородом воздуха:

Гидроксид хрома III (Cr(OH)3)n – это сложный полимер зеленого цвета, не растворимый в воде, обладает амфотерными свойствами – растворяется в кислотах и в щелочах; реагирует с кислотами с образованием солей хрома (III):

со щелочами – с образованием сине-фиолетовых растворов – гидроксохромитов:

При сплавлении Cr(ОН)3 со щелочами получают хромиты, а с избытком – метахромиты:

65. Хроматы и дихроматы

Хроматы – соли хромовой кислоты Н2Сг04, существующей лишь водных растворах с концентрацией не выше 75 %. Валентность хрома в хроматах – 6. Хроматы щелочных металлов и магния имеют хорошую растворимость в воде, а растворимость щелочноземельных металлов очень резко снижается в ряду CaCrO4 – SrCrO4 – BaCrO4 – RaCrO4. Хроматы – желтые кристаллические вещества – желтую окраску обеспечивает хромат-ион Сг042- . Дихроматы – соли дихромовой кислоты Н2Сг07 . В отличие от хроматов, почти все соли-дихроматы хорошо растворимы в воде. Дихроматы имеют ярко-оранжевую окраску, обеспеченную дихромат-ионом: Сг072-. Хромат и дихромат-ионы способны к взаимопревращению в зависимости от кислотности среды: если раствор подкислить, то хромат-ионы будут переходить в дихромат-ионы по схеме:

Если добавить щелочи, то пойдет обратная реакция:

Хроматы получают взаимодействием оксида хрома (VI) или раствора хромовой кислоты h3CrO4 с оксидами, гидроксидами, карбонатами металлов или при обменной реакции с участием растворимых солей-хроматов, или путем окисления комплексных солей – гидроксохроматов в избыточном растворе щелочи:

Хромат калия K2CrO 4 – кристаллы желтого цвета, при нагревании краснеют. Кристаллогидратов не образует. Дихроматы – сильные окислители:

Получают дихроматы из соединений Cr (III) в кислой среде:

Дихромат аммония (Nh5)2Cr2O7 – оранжевые кристаллы, не образует кристаллогидратов. При слабом нагревании он самовоспламеняется с выбросом искр – раскаленных частиц

Cr2O3 , N2 и паров воды – «химический вулкан».

Дихромат калия K2Cr2O7?2h3O и Na2Cr2O7 – хромпики, оранжево-красные кристаллы, кристаллогидратов не образует. Используется в пиротехнике, в хроматометрии, в производстве спичек. Смесь равных объемов раствора K2Cr2O7 и концентрированной серной кислоты – хромовая смесь – является очень сильным окислителем, в лабораториях применяется для мытья стеклянной посуды. Хроматы применяются для протравы семян, при крашении, в лакокрасочной, кожевенной (в качестве дубящих реагентов кожи), текстильной промышленности; используются в лабораторном способе разделения хрома-тов кальция, стронция и бария.

Наиболее распространенным в природе, минералом является минерал PbCrO 4крокоит . Хромат – тарапакаит и дихромат калия – лопецит – также являются природными минералами.

studfile.net

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о