Mathway | Популярные задачи

1	Найти число нейтронов	H
2	Найти массу одного моля	H_2O
3	Определить кислотность pH	0.76M(HCl)(solution)
4	Найти массу одного моля	H_2O
5	Баланс	H_2(SO_4)+K(OH)→K_2(SO_4)+H(OH)
6	Найти массу одного моля	H
7	Найти число нейтронов	Fe
8	Найти число нейтронов	Tc
9	Найти конфигурацию электронов	H
10	Найти число нейтронов	Ca
11	Баланс	CH_4+O_2→H_2O+CO_2
12	Найти число нейтронов	C
13	Найти число протонов	H
14	Найти число нейтронов	O
15	Найти массу одного моля	CO_2
16	Баланс	(a+b/c)(d-e)=f
17	Баланс	CH_4+O_2→H_2O+CO_2
18	Баланс	C_8H_18+O_2→CO_2+H_2O
19	Найти атомную массу	H
20	Определить, растворима ли смесь в воде	H_2O
21	Найти конфигурацию электронов	Na
22	Найти массу одного атома	H
23	Найти число нейтронов	Nb
24	Найти число нейтронов	Au
25	Найти число нейтронов	Mn
26	Найти число нейтронов	Ru
27	Найти конфигурацию электронов	O
28	Найти массовую долю	H_2O
29	Упростить	корень пятой степени 243
30	Определить, растворима ли смесь в воде	NaCl
31	Найти эмпирическую/простейшую формулу	H_2O
32	Найти степень окисления	H_2O
33	Найти конфигурацию электронов	K
34	Найти конфигурацию электронов	Mg
35	Найти конфигурацию электронов	Ca
36	Найти число нейтронов	Rh
37	Найти число нейтронов	Na
38	Найти число нейтронов	Pt
39	Найти число нейтронов	Be	Be
40	Найти число нейтронов	Cr
41	Найти массу одного моля	H_2SO_4
42	Найти массу одного моля	HCl
43	Найти массу одного моля	Fe
44	Найти массу одного моля	C
45	Найти число нейтронов	Cu
46	Найти число нейтронов	S
47	Найти степень окисления	H
48	Баланс	CH_4+O_2→CO_2+H_2O
49	Найти атомную массу	O
50	Найти атомное число	H
51	Найти число нейтронов	Mo
52	Найти число нейтронов	Os
53	Найти массу одного моля	NaOH
54	Найти массу одного моля	O
55	Найти конфигурацию электронов	H
56	Найти конфигурацию электронов	Fe
57	Найти конфигурацию электронов	C
58	Найти массовую долю	NaCl
59	Найти массу одного моля	K
60	Найти массу одного атома	Na
61	Найти число нейтронов	N
62	Найти число нейтронов	Li
63	Найти число нейтронов	V
64	Найти число протонов	N
65	Вычислить	2+2
66	Упростить	H^2O
67	Упростить	h*2o
68	Определить, растворима ли смесь в воде	H
69	Найти плотность при стандартной температуре и давлении	H_2O
70	Найти степень окисления	NaCl
71	Найти степень окисления	H_2O
72	Найти атомную массу	He	He
73	Найти атомную массу	Mg
74	Вычислить	(1.0*10^-15)/(4.2*10^-7)
75	Найти число электронов	H
76	Найти число электронов	O
77	Найти число электронов	S
78	Найти число нейтронов	Pd
79	Найти число нейтронов	Hg
80	Найти число нейтронов	B
81	Найти массу одного атома	Li
82	Найти массу одного моля	H_2O
83	Найти эмпирическую формулу	H=12% , C=54% , N=20	, ,
84	Найти число протонов	Be	Be
85	Найти массу одного моля	Na
86	Найти конфигурацию электронов	Co
87	Найти конфигурацию электронов	S
88	Баланс	C_2H_6+O_2→CO_2+H_2O
89	Баланс	H_2+O_2→H_2O
90	Баланс	C_2H_6+O_2→CO_2+H_2O
91	Найти конфигурацию электронов	P
92	Найти конфигурацию электронов	Pb
93	Найти конфигурацию электронов	Al
94	Найти конфигурацию электронов	Ar
95	Найти массу одного моля	O_2
96	Найти массу одного моля	H_2
97	Баланс	CH_4+O_2→CO_2+H_2O
98	Найти число нейтронов	K
99	Найти число нейтронов	P
100	Найти число нейтронов	Mg

Хром. Степени окисления хрома

Степени окисления у хрома

Введение

Степень окисления (СО) – это условное обозначение в химии, служащее для того, чтобы определять заряд атома у какого-либо химического элемента (или группы элементов). Без степеней окисления не решается ни одна задача, не составляется ни одно уравнение, но самое главное – без них мы не можем чётко определить свойства элемента и то, какую роль он будет играть в различных соединениях.

Знаменательно, что периодическая система (ПС) Д.И. Менделеева сгруппирована гениальнейшим образом: все элементы разделены по периодам, группам, подгруппам, их порядковые номера также соответствуют определённым показателям. Благодаря этому нам не приходится заучивать качества каждого химического элемента (ХЭ) наизусть, потому что легко можно найти его в таблице и определить всё, что требуется. Однако даже в таком случае некоторые люди, забывая школьные знания по курсу химии (или пренебрегая ими когда-то), вынуждены вернуться к изучению данной темы подробнее.

Итак, для начала необходимо сформировать верные объективные представления о хроме (Cr), разобраться с его положением в ПС, а затем можно будет приступить к наиболее важной части – практике.
Хром – Cr, положение в таблице Менделеева, физические и химические свойства
Хром – это твёрдое вещество, металл, блестящий, серебристо-белого (или голубоватого) цвета. Он достаточно ломкий, но при этом имеет несравненный плюс по сравнению со многими другими металлами – устойчивость к заражению коррозией; именно поэтому он является важным компонентом при производстве нержавеющей стали, а также используется для нанесения на поверхность других металлов, более склонных к коррозии. Хром обладает плохой тепло- и электропроводностью.

ХЭ располагается в VI группе, 4 периоде, носит порядковый номер 24 и обладает атомной массой равной 52 г/моль. Благодаря пассивированию хром не взаимодействует с серной (H₂SO₄) и азотной (HNO₃) кислотами, проявляет устойчивость в воздухе.

Это амфотерный металл – значит, он может растворяться как в кислотах, так и в щелочах. Элемент растворяется в сильных разбавленных кислотах (например, соляная кислота HCl), в нормальных условиях (н.у.) взаимодействует только с фтором (F). При нагревании хром может осуществлять взаимодействие с элементами VII группы (галогены), кислородом O₂, бором B, азотом N₂, серой S₂, кремнием Si. Если раскалить Cr, то способен вступить в реакцию с водяными парами.

Теперь поговорим непосредственно о том, какие степени окисления бывают у данного ХЭ: он может приобретать СО +4, +6, а также +2 в безвоздушном пространстве, +3 – в пространстве с воздухом. Хром, как любой другой металл, является сильным восстановителем.

Вещества с различными степенями окисления

• +2. Когда Cr приобретает СО +2, вещество демонстрирует основные и очень сильные восстановительные свойства. К примеру, оксид хрома (II) – CrO, гидроксид хрома – Cr(OH)₂, множество солей. Синтезируются соединения этого элемента с фтором(CrF₂), хлором(CrCl₂) и так далее.
• +3. Эти вещества обладают амфотерными свойствами, могут быть разных цветов (но преимущественно зелёного H₂O). Для примера приведём оксид Cr₂O₃ (это зеленоватый порошок, который не растворяется в ), Cr(OH)₃, хромиты NaCrO₂.
• +4. Такие соединения встречаются очень редко: они не образуют солей, кислот, с ними почти не производятся какие-либо работы. Но из известных веществ существуют оксид CrO₂, тетрагалогенид CrF₄, CrCl₄.
• +6. Хром с СО +6, образуя соли, имеет кислотный характер, очень ядовитый, гидроскопичный, а также имеющий сильные окислительные свойства. Примеры: CrO₃ (имеет вид кристаллов красного цвета), K₂CrO₄, H₂CrO₄, H₂Cr₂O₇. Элемент способен образовывать два вида гидроксидов (уже перечислены).

Как определять СО в сложных веществах

С правилом «крест-накрест» вы наверняка уже знакомы. А что, если соединение имеет, например, целых три элемента?

В этом случае мы смотрим на последний элемент вещества, определяем его степень окисления и умножаем на коэффициент, находящийся справа (конечно, если он есть). Мысленно отделяем последний элемент (с уже определённой степенью окисления) от двух других элементов. Нам требуется, чтобы СО двух первых и последнего элементов в сумме была равна нулю.

Рассмотрим пример:

• PbCrO₄ – хромат свинца (II), имеющий вид красной соли. На конце формулы находится кислород, степень окисления которого всегда (за исключением некоторых случаев) будет -2. -2*4=-8. Pb (свинец) имеет СО +2. Дальнейшие действия будут похожи на алгебраическое уравнение, но если честно, то когда человек уже неплохо разбирается в определении степеней окислений и умеет пользоваться таблицей растворимости, вполне возможно избежать таких расчётов. Итак, элемент с неизвестной степенью окисления (хром) обозначим за буквенную переменную. 2+x-8=0;x=8-2;x=6. Переменная равна 6, следовательно, степень окисления хрома становится +6.

Степени окисления в следующих формулах попробуйте расставить сами:

1. Na₂CrO₄;
2. BaCrO₄;
3. Fe(CrO₂)₂;
4. Cr₂O₇;
5. H₂CrO₄.

Хром – один из самых интересных химических элементов, соединения с которым – штука сложная, но необходимая для понимания. Будет замечательно, если данные примеры помогут разобраться со столь кропотливой темой.

Редакция «Учисьучись.рф»

Примеры ОВР соединений хрома

ОВР соединений хрома

Как и марганец, хром также образует соединения, в которых проявляет самые разнообразные степени окисления. Соединения хрома в низших степенях окисления являются восстановителями, а в высших – окислителями. Более или менее устойчивыми являются степени окисления 0, +2, +3 и +4 Самая устойчивая из них +3. Как и для марганца, условия протекания окислительно-восстановительных превращений соединений хрома можно изобразить в виде схемы:

В отличие от перманганат-иона MnO₄^—, устойчивого как в кислотной, так и в щелочной среде, хромат-ион CrO₄^2- устойчив только в щелочной и, отчасти, в нейтральной среде. В кислотной среде хромат-ион превращается в дихромат-ион по реакции:

2CrO₄^2- + 2H₃O ⁺ = Cr₂O₇^2- + 3H₂O

Дихромат-ион, в свою очередь, устойчив только в кислотной и, отчасти, в нейтральной среде, а в щелочной превращается в хромат-ион:

Cr₂O₇^2- + 2OH^— = 2CrO₄^2- + H₂O

Так как в кислотной среде окислительные свойства кислотных остатков оксокислот всегда проявляются сильнее, чем в щелочной, дихромат-ион значительно более сильный окислитель, чем хромат-ион. И наоборот, гексагидроксохромат (+3) — ионы, существующие только в щелочной среде, легко окисляются до хроматов (+6) такими сильными окислителями, как хлор, бром или пероксид водорода.

Как и металлический марганец, хром проявляет восстановительные свойства, легко окисляясь ионами оксония (без доступа кислорода – до Cr²⁺, на воздухе – до Cr³⁺). Ион Cr²⁺, в отличие от Mn²⁺, – очень сильный восстановитель; он легко окисляется кислородом воздуха, восстанавливает ионы Fe³⁺ до Fe²⁺, а также вступает и в другие ОВР.

Кристаллический оксид хрома (VI) – очень сильный окислитель. Как и оксид марганца (VII), это кислотный оксид. Он легко реагирует с водой с образованием хромовой кислоты H₂CrO₄. Следовательно, в ОВР он может вступать только в твердом виде. В частности, органические вещества при соприкосновении с CrO₃ окисляются до углекислого газа, сероводород – до SO₂, аммиак – до азота.

Составление уравнений ОВР с участием растворов соединений хрома полностью аналогично составлению уравнений реакций в случае соединений марганца, поэтому здесь приводятся лишь уравнения полуреакций ионов, содержащих хром:

Cr₂O₇^2- + 14H₃O⁺ + 6e^– = 2Cr³⁺ + 21H₂O

CrO₄^2- + 4H₂O + 3e^– = [Cr(OH)₆]^3- + 2OH^—

[Cr(OH)₆]^3- + 2OH^— – 3e^– = CrO₄^2- + 4H₂O

Cr²⁺ – e^– = Cr³⁺

Рассмотрим примеры реакций, которые не являются окислительно — восстановительными:

1. В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr₂O₇^2-:

2K₂CrO₄ + H₂SO₄K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

2. В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K₂Cr₂O₇ + 2KOH2K₂CrO₄ + H₂O

2CrO₄^2- + 2H⁺

Cr₂O₇^2- + H₂O

щелочная среда

CrO₃ — кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO₄^2-:

CrO₃ + 2KOH K₂CrO₄ + H₂O

K₂CrO₄ + H₂SO₄CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O
K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄2CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

Пример 1. Составить уравнение реакции, протекающей при взаимодействии бихромата калия, серной кислоты и углерода.

K⁺, Cr₂O₇ ^2-, H₂O, C⁰, SO₄ ^2-, H⁺

В кислой среде бихромат калия образует соли Cr⁺³:

Cr₂O₇^2- + 14H₃O⁺ + 6е^— = 2Сr³⁺ +7H₂O 2

C⁰ + 2H₂O – 4e^— = CO₂ + 4H₃O⁺ 3

3C⁰ + 2Cr₂O₇^2- + 28 ¹⁶H₃O⁺ + 6H₂O = 4Сr³⁺ + 3CO₂ + 12H₃O⁺ + 14 ⁸ H₂O

3C⁰ + 2K₂Cr₂O₇ + 8H₂SO₄ = 2Сr₂(SO₄)₃ + 2K₂SO₄ + 3CO₂ + 8H₂O

Пример 2. Составить уравнение реакции, протекающей при взаимодействии бихромата калия и соляной кислоты.

K⁺, Cr₂O₇ ^2-, Cl^—, H⁺

1. В кислой среде бихромат калия образует соли Cr⁺³:

Cr₂О₇^2- + 14 Н⁺ + 6е^— = 2Сr³⁺ + 7Н₂О 1

2Cl^— + 2e^— = Cl₂⁰ 3

2. Добавив в обе части уравнения необходимое количество ионов, запишем молекулярное уравнение:

K₂Cr₂O₇ + 14 HCl = 2СrСl₃ + 2KCl + 3Cl₂ + 7H₂O

Пример 3. Составить уравнение реакции, протекающей при взаимодействии бихромата натрия и гидроксида цезия (реакция не ОВР).

Na⁺, Cr₂O₇ ^2-,Cs⁺, OH^—

Na₂Cr₂O₇ + 2CsOH = Na₂CrO₄ + Cs₂CrO₄ + H₂O

Пример 4. Составить уравнение реакции, протекающей при взаимодействии бихромата калия и концентрированной серной кислотой (реакция не ОВР).

К₂Cr₂O₇ + 2H₂SO₄ = 2CrO₃ + 2КHSO₄ + H₂O