Повна характеристика хрому. Фізичні властивості та механічні характеристики металу хром та його сполук. Температура плавлення та кипіння

Зміст статті

ХРОМ– (Chromium) Cr, хімічний елемент 6(VIb) групи Періодичної системи. Атомний номер 24, атомна вага 51,996. Відомо 24 ізотопу хрому з 42 Cr по 66 Cr. Ізотопи 52 Cr, 53 Cr, 54 Cr є стабільними. Ізотопний склад природного хрому: 50 Cr (період напіврозпаду 1,8 10 17 років) - 4,345%, 52 Cr - 83,489%, 53 Cr - 9,501%, 54 Cr - 2,365%. Основні ступені окислення +3 та +6.

У 1761 професор хімії Петербурзького університету Йоганн Готтлоб Леман (Johann Gottlob Lehmann) біля східного підніжжя Уральських гір на Березовському руднику виявив чудовий червоний мінерал, який при подрібненні на порошок давав яскраве жовте забарвлення. У 1766 р. Леман привіз зразки мінералу до Петербурга. Обробивши кристали соляною кислотою, він отримав білий осад, у якому виявив свинець. Леман назвав мінерал сибірським червоним свинцем (plomb rouge de Sibérie), тепер відомо, що це був крокоїт (від грецького «krokos» – шафран) – природний хромат свинцю PbCrO 4 .

Німецький мандрівник і дослідник природи Петер Симон Паллас (Peter Simon Pallas) (1741-1811) очолив експедицію Петербурзької Академії наук в центральні регіони Росії і в 1770 побував на Південному і Середньому Уралі, в тому числі на Березовському руднику. Паллас писав: «Цей дивовижний червоний свинцевий мінерал не зустрічається в жодному родовищі. При розтиранні в порошок стає жовтим, і може бути використаний художній мініатюрі». Незважаючи на рідкість і труднощі доставки крокоїту з Березовського рудника до Європи (на це йшло майже два роки), використання мінералу як барвника було гідно оцінено. У Лондоні та Парижі кінця 17 ст. всі знатні особи їздили каретами, пофарбованих дрібно розтертим крокоїтом, крім того, кращі зразки сибірського червоного свинцю поповнювали колекції багатьох мінералогічних кабінетів Європи.

У 1796 р. зразок крокоїту потрапив до професора хімії Паризької мінералогічної школи Нікола Луї Вокелену (Nicolas-Louis Vauquelin) (1763–1829), який проаналізував мінерал, але не знайшов у ньому нічого крім оксидів свинцю, заліза та алюмінію. Продовжуючи дослідження сибірського червоного свинцю, Вокелен прокип'ятив мінерал з розчином поташу і після відділення білого осаду свинцю карбонату отримав жовтий розчин невідомої солі. При обробці його сіллю свинцю утворювався жовтий осад, сіллю ртуті – червоний, а при додаванні олова хлориду розчин ставав зеленим. Розкладаючи крокоїт мінеральними кислотами, він отримав розчин «кислоти червоного свинцю», випаровування якої давало рубіново-червоні кристали (зараз зрозуміло, що це був хромовий ангідрид). Прожаривши їх з вугіллям у графітовому тиглі, виявив після реакції безліч зрощених сірих голчастих кристалів невідомого до того часу металу. Вокелен констатував високу тугоплавкість металу та його стійкість по відношенню до кислот.

Вокелен назвав новий елемент хромом (від грецького crwma – колір, забарвлення) з огляду на безліч утворених ним різнокольорових сполук. На підставі своїх досліджень Вокелен вперше констатував, що смарагдове забарвлення деяких дорогоцінного каміння пояснюється домішкою в них сполук хрому. Наприклад, природний смарагд є пофарбованим у глибокий зелений колір берил, в якому алюміній частково заміщений хромом.

Швидше за все, Вокелен отримав не чистий метал, а його карбіди, про що свідчить голчаста форма отриманих кристалів, але Паризька Академія наук проте зареєструвала відкриття нового елемента, і зараз Вокелен справедливо вважається першовідкривачем елемента № 24.

Юрій Крутяков

Відкриття хрому відноситься до періоду бурхливого розвитку хіміко-аналітичних досліджень солей та мінералів. У Росії хіміки виявляли особливий інтерес до аналізу мінералів, знайдених у Сибіру та майже невідомих у Західної Європи. Одним із таких мінералів була сибірська червона свинцева руда (крокоїт), описана ще Ломоносовим. Мінерал досліджувався, але нічого, крім оксидів свинцю, заліза та алюмінію, в ньому не було знайдено. Однак у 1797 році Вокелен, прокип'ятив тонко подрібнений зразок мінералу з поташом і осадивши карбонат свинцю, отримав розчин, пофарбований в оранжево червоний колір. З цього розчину він викристалізував рубіново-червону сіль, з якої виділили оксид і вільний метал, відмінний від усіх відомих металів. Вокелен назвав його Хром ( Chrome ) від грецького слова- фарбування, колір; правда тут йшлося про властивість не металу, яке яскраво пофарбованих солей.

Знаходження у природі.

Найважливішою рудою хрому, що має практичне значення, є хроміт, приблизний склад якого відповідає формулі FeCrO 4

Він зустрічається в Малій Азії, на Уралі, в Північної Америки, Півдні Африки. Технічне значення має також названий мінерал крокоїт – PbCrO 4 . У природі зустрічаються також оксид хрому (3) та деякі інші його сполуки. У земної коривміст хрому у перерахунку на метал становить 0,03%. Хром виявлено на Сонці, зірках, метеоритах.

Фізичні властивості .

Хром – білий, твердий та тендітний метал, виключно хімічно стійкий до дії кислот та лугів. На повітрі він окислюється, має поверхні тонку прозору плівку оксиду. Хром має щільність 7,1 г/см 3 його температура плавлення становить +1875 0 С.

Отримання.

При сильному нагріванні хромистого залізняку з вугіллям відбувається відновлення хрому та заліза:

FeO * Cr 2 O 3 + 4C = 2Cr + Fe + 4CO

В результаті цієї реакції утворюється сплав хрому із залізом, що відрізняється високою міцністю. Для отримання чистого хрому його відновлюють з оксиду хрому(3) алюмінієм:

Cr 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Cr

У цьому процесі зазвичай використовують два оксиди - Cr 2 O 3 і CrO 3

Хімічні властивості.

Завдяки тонкій захисній плівці оксиду, що покриває поверхню хрому, він дуже стійкий до дії агресивних кислот та лугів. Хром не реагує з концентрованими азотною та сірчаною кислотами, а також з фосфорною кислотою. З лугами хром вступає у взаємодію при t = 600-700 про C. Однак хром взаємодіє з розведеними сірчаною та соляною кислотами, витісняючи водень:

2Cr + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2
2Cr + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2

За високої температури хром горить у кисні, утворюючи оксид(III).

Розпечений хром реагує з парами води:

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

Хром при високій температурі реагує також з галогенами, галоген - воднями, сіркою, азотом, фосфором, вугіллям, кремнієм, бором, наприклад:

Cr + 2HF = CrF 2 + H 2
2Cr + N2 = 2CrN
2Cr + 3S = Cr 2 S 3
Cr + Si = CrSi

Вищевказані фізичні та хімічні властивості хрому знайшли своє застосування в різних областяхнауки та техніки. Так, наприклад, хром та його сплави використовуються для отримання високоміцних, корозійностійких покриттів у машинобудуванні. Сплави у вигляді ферохрому використовуються як металорізальні інструменти. Хромовані метали знайшли застосування в медичній техніці, при виготовленні хімічного технологічного обладнання.

Положення хрому в періодичній системі хімічних елементів:

Хром очолює побічну підгрупу VI групи періодичної системиелементів. Його електронна формула така:

24 Cr IS 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 5 4S 1

У заповненні орбіталей електронами у атома хрому порушується закономірність, згідно з якою спочатку мала б заповнитися 4S - орбіталь до стану 4S 2 . Однак, внаслідок того, що 3d - орбіталь займає в атомі хрому вигідніше енергетичне положення, відбувається її заповнення значення 4d 5 . Таке явище спостерігається в інших атомів елементів побічних підгруп. Хром може виявляти ступеня окиснення від +1 до +6. Найбільш стійкими є сполуки хрому зі ступенями окиснення +2, +3, +6.

З'єднання двовалентного хрому.

Оксид хрому (II) CrO – пірофорний чорний порошок (пірофорність – здатність у тонкороздробленому стані спалахнуть на повітрі). CrO розчиняється в розведеній соляній кислоті:

CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O

На повітрі при нагріванні понад 100 0 С CrO перетворюється на Cr 2 O 3 .

Солі двовалентного хрому утворюються під час розчинення металевого хрому в кислотах. Ці реакції відбуваються у атмосфері малоактивного газу (наприклад H 2), т.к. у присутності повітря легко відбувається окислення Cr(II) до Cr(III).

Гідроксид хрому одержують у вигляді жовтого осаду при дії розчину лугу на хлорид хрому (II):

CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl

Cr(OH) 2 має основні властивості, є відновником. Гідратований іон Cr2+ пофарбований у блідо-блакитний колір. Водний розчин CrCl 2 має синє забарвлення. На повітрі у водних розчинах сполуки Cr(II) переходять у сполуки Cr(III). Особливо це яскраво виявляється у гідроксиду Cr(II):

4Cr(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Cr(OH) 3

З'єднання тривалентного хрому.

Оксид хрому (III) Cr2O3 – тугоплавкий порошок зеленого кольору. За твердістю близький до корунду. У лабораторії його можна отримати нагріванням дихромату амонію:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2

Cr 2 O 3 – амфотерний оксид, при сплавленні з лугами утворює хроміти: Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Гідроксид хрому також є амфотерною сполукою:

Cr(OH) 3 + HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
Cr(OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O

Безводний CrCl 3 має вигляд листочків темно-фіолетового кольору, зовсім нерозчинний у холодній воді, при кип'ятінні він розчиняється дуже повільно. Безводний сульфат хрому (III) Cr 2 (SO 4) 3 рожевого кольору також погано розчинний у воді. У присутності відновників утворює фіолетовий сульфат хрому Cr 2 (SO 4) 3 *18H 2 O. Відомі також зелені гідрати сульфату хрому, що містять меншу кількість води. Хромові галун KCr(SO 4) 2 *12H 2 O викристалізовуються з розчинів, що містять фіолетовий сульфат хрому і сульфат калію. Розчин хромових галунів при нагріванні стає зеленим завдяки утворенню сульфатів.

Реакції з хромом та його сполуками

Майже всі сполуки хрому та його розчини інтенсивно пофарбовані. Маючи безбарвний розчин або білий осад, ми можемо з великою ймовірністю зробити висновок про відсутність хрому.

Сильно нагріємо в полум'ї пальника на фарфоровій чашці таку кількість біхромату калію, що поміститься на кінчику ножа. Сіль не виділить кристалізаційної води, а розплавиться при температурі близько 400 0 З утворення темної рідини. Погріємо її ще кілька хвилин на сильному полум'ї. Після охолодження на черепку утворюється зелений осад. Частина його розчинний у воді (вона набуває жовтого кольору), а іншу частину залишимо на черепці. Сіль при нагріванні розклалася, у результаті утворився розчинний жовтий хромат калію K 2 CrO 4 і зелений Cr 2 O 3 .
Розчинний 3г порошкоподібного біхромату калію в 50мл води. До однієї частини додамо трохи карбонату калію. Він розчиниться з виділенням CO2, а забарвлення розчину стане світло - жовтим. З біхромату калію утворюється хромат. Якщо тепер додати до порцій 50% розчин сірчаної кислоти, то знову з'явиться червоно - жовте забарвлення біхромату.
Наллємо у пробірку 5мл. розчину біхромату калію, прокип'ятим із 3мл концентрованої соляної кислоти під тягою. З розчину виділяється жовто-зелений отруйний газоподібний хлор, оскільки хромат окислить HCl до Cl 2 і H 2 O. Сам хромат перетвориться на зелений хлорид тривалентного хрому. Його можна виділити випарюванням розчину, а потім, сплавивши з содою та селітрою, перевести в хромат.
При додаванні розчину нітрату свинцю випадає жовтий свинцевий хромат; при взаємодії з розчином нітрату срібла утворюється червоно-коричневий осад хромату срібла.
Додамо пероксид водню до розчину біхромату калію та підкислимо розчин сірчаною кислотою. Розчин набуває глибокого синього кольору завдяки утворенню пероксиду хрому. Пероксид при збовтуванні з деякою кількістю ефіру перейде в органічний розчинник і забарвить його у блакитний колір. Ця реакція специфічна для хрому і дуже чутлива. З її допомогою можна виявити хром у металах та сплавах. Насамперед необхідно розчинити метал. При тривалому кип'ятінні з 30%-ною сірчаною кислотою (можна додати і соляну кислоту) хром і багато стали частково розчиняються. Отриманий розчин містить сульфат хрому (ІІІ). Щоб можна було провести реакцію виявлення, спочатку нейтралізуємо його їдким натром. В осад випадає сіро-зелений гідроксид хрому (III), який розчиниться надлишком NaOH і утворює зелений хроміт натрію. Профільтруємо розчин і додамо 30% пероксид водню. При нагріванні розчин забарвиться у жовтий колір, оскільки хроміт окислиться до хромату. Підкислення призведе до появи блакитного забарвлення розчину. Забарвлене з'єднання можна екстрагувати, струшуючи з ефіром.

Аналітичні реакцію іони хрому.

До 3-4 крапель розчину хлориду хрому CrCl 3 додайте 2М розчин NaOH до розчинення осаду, що спочатку випав. Зверніть увагу на колір хроміту натрію, що утворився. Нагрійте отриманий розчин на водяній бані. Що при цьому відбувається?
До 2-3 крапель розчину CrCl 3 додайте рівний об'єм 8М розчину NaOH і 3-4 краплі 3% розчину H 2 O 2 . Нагрійте реакційну суміш на водяній бані. Що при цьому відбувається? Який осад утворюється, якщо отриманий нейтралізувати забарвлений розчин, додати до нього CH 3 COOH, а потім Pb(NO 3) 2 ?
Налийте в пробірку 4-5 крапель розчинів сульфату хрому Cr 2 (SO 4) 3 , IMH 2 SO 4 і KMnO 4 . Нагрійте реакційну суміш протягом кількох хвилин на водяній бані. Зверніть увагу на зміну фарбування розчину. Чим воно спричинене?
До 3-4 крапель підкисленого азотною кислотою розчину K 2 Cr 2 O 7 додайте 2-3 краплі розчину H 2 O 2 і перемішайте. Синє фарбування розчину, що з'являється, обумовлено виникненням надхромової кислоти H 2 CrO 6:

Cr 2 O 7 2- + 4H 2 O 2 + 2H + = 2H 2 CrO 6 + 3H 2 O

Зверніть увагу на швидке розкладання H 2 CrO 6:

2H 2 CrO 6 + 8H+ = 2Cr 3+ + 3O 2 + 6H 2 O
синій колір зелений колір

Надхромова кислота значно стійкіша в органічних розчинниках.

До 3-4 крапель підкисленого азотною кислотою розчину K 2 Cr 2 O 7 додайте 5 крапель ізоамілового спирту, 2-3 краплі розчину H 2 O 2 і збовтайте реакційну суміш. Шар органічного розчинника, що спливає на верх, пофарбований в яскраво-синій колір. Забарвлення зникає дуже повільно. Порівняйте стійкість H 2 CrO 6 в органічній та водних фазах.
При взаємодії CrO 4 2 і іонами Ba 2+ випадає жовтий осад хромату барію BaCrO 4 .
Нітрат срібла утворює з іонами CrO 4 2 осад хромату срібла цегляно-червоного кольору.
Візьміть три пробірки. В одну з них помістіть 5-6 крапель розчину K 2 Cr 2 O 7 , в другу - такий самий об'єм розчину K 2 CrO 4 , а в третю - по три краплі обох розчинів. Потім додайте в кожну пробірку три краплі розчину іодиду калію. Поясніть отриманий результат. Підкисліть розчин у другій пробірці. Що при цьому відбувається? Чому?

Цікаві досліди із сполуками хрому

Суміш CuSO 4 і K 2 Cr 2 O 7 при додаванні лугу стає зеленою, а у присутності кислоти стає жовтою. Нагріваючи 2 мг гліцерину з невеликою кількістю (NH 4) 2 Cr 2 O 7 з подальшим додаванням спирту, після фільтрування виходить яскраво-зелений розчин, який при додаванні кислоти стає жовтим, а в нейтральному або лужному середовищі стає зеленим.
Помістити в центр консервної банки з термітом «рубінову суміш» - ретельно розтертий і поміщений у алюмінієву фольгу Al 2 O 3 (4,75 г) з добавкою Cr 2 O 3 (0,25 г). Щоб банку довше не остигала, необхідно закопати під верхній обріз у пісок, а після підпалювання терміту та початку реакції, накрити її залізним листом і засипати піском. Банку викопати за добу. Через війну утворюється червоно – рубіновий порошок.
10г біхромату калію розтирають з 5г нітрату натрію або калію та 10г цукру. Суміш зволожують і змішують із колодієм. Якщо порошок спресувати у скляній трубці, а потім виштовхнути паличку та підпалити її з торця, то почне виповзати «змія», спочатку чорна, а після охолодження – зелена. Паличка діаметром 4 мм горить зі швидкістю близько 2мм на секунду і подовжується вдесятеро.
Якщо змішати розчини сульфату міді та дихромату калію і додати трохи розчину аміаку, то випаде аморфний коричневий осад складу 4СuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O, який розчиняється в соляній кислоті з утворенням жовтого розчину, а надлишку аміаку виходить зелений розчин. Якщо далі до цього розчину додати спирт, випаде зелений осад, який після фільтрації стає синім, а після висушування - синьо-фіолетовим з червоними блискітками, добре видимими при сильному освітленні.
оксид хрому, що залишився після дослідів «вулкан» або «фараонові змії», можна регенерувати. Для цього треба сплавити 8г Cr 2 O 3 і 2г Na 2 CO 3 і 2,5г KNO 3 і обробити охолоджений сплав окропом. Виходить розчинний хромат, який можна перетворити і на інші сполуки Cr(II) і Cr(VI), у тому числі і вихідний дихромат амонію.

Приклади окисно-відновних переходів за участю хрому та його сполук

1. Cr 2 O 7 2- -- Cr 2 O 3 -- CrO 2 - -- CrO 4 2- -- Cr 2 O 7 2-

a) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O б) Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
в) 2NaCrO 2 + 3Br 2 + 8NaOH = 6NaBr +2Na 2 CrO 4 + 4H 2 O
г) 2Na 2 CrO 4 + 2HCl = Na 2 Cr 2 O 7 + 2NaCl + H 2 O

2. Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- CrCl 3 -- Cr 2 O 7 2- -- CrO 4 2-

а) 2Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
б) Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
в) 2CrCl 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 O = K 2 Cr 2 O 7 + 2Mn(OH) 2 + 6HCl
г) K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O

3. CrO -- Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- Cr(NO 3) 3 -- Cr 2 O 3 -- CrO - 2
Cr 2+

а) CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
б) CrO + H 2 O = Cr(OH) 2
в) Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
г) Cr(OH) 3 + 3HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
д) 4Сr(NO 3) 3 = 2Cr 2 O 3 + 12NO 2 + O 2
е) Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Елемент хром у ролі художника

Хіміки часто зверталися до проблеми створення штучних пігментів для живопису. У XVIII-XIX ст була розроблена технологія отримання багатьох мальовничих матеріалів. Луї Нікола Воклен в 1797 р., який виявив у сибірській червоній руді раніше невідомий елемент хром, приготував нову, чудово стійку фарбу - хромову зелень. Хромофором є водний оксид хрому (III). Під назвою «смарагдова зелена» її почали випускати 1837 року. Пізніше Л.Вокелен запропонував кілька нових фарб: баритову, цинкову та хромові жовті. Згодом вони були витіснені стійкішими жовтими, помаранчевими пігментами на основі кадмію.

Зелена хромова - міцна і світлостійка фарба, що не піддається впливу атмосферних газів. Розтерта на олії хромова зелень має велику криючу силу і здатна до швидкого висихання, тому з XIX ст. її широко застосовують у живописі. Величезне значення вона має у розписі порцеляни. Справа в тому, що фарфорові вироби можуть декоруватися як підглазурним, так і надглазурним розписом. У першому випадку фарби наносять на поверхню лише трохи обпаленого виробу, який потім покривають шаром глазурі. Далі слідує основний, високотемпературний випал: для спікання фарфорової маси та оплавлення глазурі вироби нагрівають до 1350 – 1450 0 С. Таку високу температуру без хімічних змін витримують дуже небагато фарб, а в давнину таких взагалі було лише дві – кобальтова та хромова. Чорний оксид кобальту, нанесений на поверхню фарфорового виробу, при випалюванні сплавляється з глазур'ю, хімічно взаємодіючи з нею. В результаті утворюються яскраво-сині силікати кобальту. Такий декарований кобальтом синій порцеляновий посуд усі добре знають. Оксид хрому (III) не взаємодіє хімічно з компонентами глазурі і просто залягає між порцеляновими черепками та прозорою глазур'ю «глухим» шаром.

Крім хромової зелені художники застосовують фарби, отримані з волконського. Цей мінерал із групи монтморилонітів (глинистий мінерал підкласу складних силікатів Na(Mo,Al), Si 4 O 10 (OH) 2 виявили 1830 р. російським мінералогом Кеммерером і названий на честь М. Н Волконської – дочки героя битви при Бородіно генерала .Н.Раєвського, дружини декабриста С.Г.Волконського.Волконськоє являє собою глину, що містить до 24% оксиду хрому, а також оксиди алюмінею і заліза (III). обумовлює його різноманітне забарвлення – від кольору зимової потемнілої ялиці до яскраво-зеленого кольору болотяної жаби.

Пабло Пікассо звертався до геологів нашої країни з проханням вивчити запаси волконського, що дає фарбу неповторно свіжого тону. В даний час розроблено спосіб отримання штучного волконського. Цікаво відзначити, що за даними сучасних досліджень, російські іконописці використовували фарби з цього матеріалу ще в середні віки, задовго до його «офіційного» відкриття. Відомою популярністю користувалася у художників і зелень Гіньє (створена в 1837 р.), хромоформом якої є гідрат окису хрому Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, де частина води хімічно пов'язана, а частина адсорбована. Цей пігмент надає фарбі смарагдового відтінку.

blog.сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.

ВИЗНАЧЕННЯ

Хромрозташований у четвертому періоді VI групи побічної (B) підгрупи Періодичної таблиці. Позначення – Cr. У вигляді простої речовини – сірувато-білий блискучий метал.

Хром має структуру об'ємно-центрованої кубічної решітки. Щільність - 7,2 г/см3. Температури плавлення і кипіння дорівнюють 1890 o З і 2680 o З відповідно.

Ступінь окислення хрому у сполуках

Хром може існувати у вигляді простої речовини - металу, а ступінь окислення металів в елементарному стані дорівнює нулю, оскільки розподіл електронної густини у яких рівномірно.

Ступені окислення (+2) і (+3) хром виявляє в оксидах (Cr +2 O, Cr +3 2 O 3), гідроксидах (Cr +2 (OH) 2 , Cr +3 (OH) 3), галогеніди (Cr +2 Cl 2 , Cr +3 Cl 3 ), сульфатах (Cr +2 SO 4 , Cr +3 2 (SO 4) 3) та ін. з'єднаннях.

Для хрому також характерний ступінь окислення (+6) : Cr +6 O 3 ,H 2 Cr +6 O 4 , H 2 Cr +6 2 O 7 , K 2 Cr +6 2 O 7 і т.д.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

ПРИКЛАД 2

Завдання

Одинаковий ступінь окиснення фосфор має у сполуках:

а) Ca 3 P 2 і H 3 PO 3;

б) KH 2 PO 4 і KPO 3;

в) P 4 O 6 і P 4 O 10;

г) H 3 PO 4 та H 3 PO 3 .

Рішення

Для того, щоб дати правильну відповідь на поставлене питання почергово визначатимемо ступінь окислення фосфору в кожній парі запропонованих сполук.

а) Ступінь окислення кальцію дорівнює (+2), кисню та водню - (-2) та (+1), відповідно. Приймемо значення ступеня окислення фосфору за «х» і «у» у запропонованих сполуках:

3×2+х×2=0;

3 + у + 3×(-2) = 0;

Відповідь неправильна.

б) Ступінь окислення калію дорівнює (+1), кисню та водню - (-2) та (+1), відповідно. Приймемо значення ступеня окислення хлору за «х» і «у» у запропонованих сполуках:

1+2×1+х+(-2)×4=0;

1 + у + (-2) 3 = 0;

Відповідь вірна.

Відповідь

Варіант (б).

Хром - елемент побічної підгрупи 6-ї групи 4-го періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 24. Позначається символом Cr (лат. Chromium). Проста речовина хром-твердий метал блакитно-білого кольору.

Хімічні властивості хрому

За звичайних умов хром реагує лише з фтором. За високих температур (вище 600°C) взаємодіє з киснем, галогенами, азотом, кремнієм, бором, сіркою, 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

У розжареному стані реагує з парами води:

2Cr + 3H 2 O → Cr 2 O 3 + 3H 2

Хром розчиняється у розведених сильних кислотах (HCl, H 2 SO 4)

У відсутності повітря утворюються солі Cr 2+ , але в повітрі – солі Cr 3+ .

Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2

2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2

Наявність захисної окисної плівки на поверхні металу пояснює його пасивність по відношенню до концентрованих розчинів кислот - окислювачів.

З'єднання хрому

Оксид хрому (II)та гідроксид хрому (II) мають основний характер.

Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O

Сполуки хрому (II) - сильні відновники; переходять у сполуки хрому (III) під дією кисню повітря.

2CrCl 2 + 2HCl → 2CrCl 3 + H 2

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3

Оксид хрому (III) Cr 2 O 3 – зелений, нерозчинний у воді порошок. Може бути отриманий при прожарюванні гідроксиду хрому (III) або дихроматів калію та амонію:

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 (реакція «вулканчик»)

Амфотерний оксид. При сплавленні Cr 2 O 3 з лугами, содою та кислими солями виходять сполуки хрому зі ступенем окиснення (+3):

Cr 2 O 3 + 2NaOH → 2NaCrO 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaCrO 2 + CO 2

При сплавленні з сумішшю луги та окислювача отримують сполуки хрому в ступені окислення (+6):

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

Гідроксид хрому (III) r (ВІН) 3 . Амфотерний гідроксид. Сіро-зелений, розкладається при нагріванні, втрачаючи воду та утворюючи зелений метагідроксідСrО(ВІН). Чи не розчиняється у воді. З розчину осаджується у вигляді сіро-блакитного та блакитно-зеленого гідрату. Реагує з кислотами та лугами, не взаємодіє з гідратом аміаку.

Має амфотерні властивості — розчиняється як у кислотах, так і в лугах:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O Сr(ОН) 3 + ДН + = 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(ВІН) →(430-1000 0 С –H 2 O) Cr 2 O 3

2Сr(ОН) 3 + 4NаОН (конц.) + ДН 2 O 2(конц.) = 2Na 2 СrO 4 + 8Н 2 0

Отримання: осадження гідратом аміаку з розчину солей хрому(Ш):

Сr 3+ + 3(NH 3 Н 2 O) = Зr(ВІН) 3 ↓+ ДЗН 4+

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2Cr(OH) 3 ↓+ 3Na 2 SO 4 (надлишком лугу — осад розчиняється)

Солі хрому (III) мають фіолетове або темно-зелене забарвлення. за хімічним властивостямнагадують безбарвні солі алюмінію.

Сполуки Cr (III) можуть виявляти і окислювальні, і відновлювальні властивості:

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

З'єднання шестивалентного хрому

Оксид хрому (VI) CrO 3 – яскраво-червоні кристали, розчинні у воді.

Отримують з хромату (або дихромату) калію та 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 - кислотний оксид, з лугами утворює жовті хромати CrO 4 2- :

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

У кислому середовищі хромати перетворюються на помаранчеві дихромати 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

У лужному середовищі ця реакція протікає у зворотному напрямку:

K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH → 2K 2 CrO 4 + H 2 O

Дихромат калію – окислювач у кислому середовищі:

До 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 калію До 2 Cr Про 4 . Оксосоль. Жовтий, негігроскопічний. Плавиться без розкладання, термостійкий. Добре розчинний у воді ( жовтафарбування розчину відповідає іону СrO 4 2-), трохи гідролізується по аніону. У кислотному середовищі переходить до 2 Cr 2 O 7 . Окислювач (слабший, ніж К 2 Cr 2 O 7). Входить у реакції іонного обміну.

Якісна реакціяна іон CrO 4 2 - випадання жовтого осаду хромату барію, що розкладається в сильнокислотному середовищі. Застосовується як протрава під час фарбування тканин, дубитель шкір, селективний окислювач, реактив в аналітичній хімії.

Рівняння найважливіших реакцій:

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 (кін 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(черв.) ↓

Якісна реакція:

До 2 СгO 4 +Сl 2 = 2КСl + CrO 4 ↓

2СrO 4 (т) + 2НСl (розб.) = Сr 2 O 7(p) + С1 2 + Н 2 O

Отримання: спікання хроміту з поташом на повітрі:

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 калію K 2 Cr 2 O 7 . Оксосоль. Технічна назва хромпік. Оранжево-червоний, негігроскопічний. Плавиться без розкладання, при подальшому нагріванні розкладається. Добре розчинний у воді ( помаранчевафарбування розчину відповідає іону Сr 2 O 7 2-). У лужному середовищі утворює До 2 CrO 4 . Типовий окислювач у розчині та при сплавленні. Входить у реакції іонного обміну.

Якісні реакції- Синє фарбування ефірного розчину в присутності Н2O2, синє фарбування водного розчину при дії атомарного водню.

Застосовується як дубитель шкір, протрава при фарбуванні тканин, компонент піротехнічних складів, реагент в аналітичній хімії, інгібітор корозії металів, суміші з Н 2 SO 4 (конц.) — для миття хімічного посуду.

Рівняння найважливіших реакцій:

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 (кін ц) =2CrCl 3 +3Cl 2 +7H 2 O+2KCl (кип'ятіння)

K 2 Cr 2 O 7 (т) +2H 2 SO 4(96%) ⇌2KHSO 4 +2CrO 3 +H 2 O (“хромова суміш”)

K 2 Cr 2 O 7 +KOH (кінець) =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 + (розб.) = Ag 2 Cr 2 O 7 (т. червоний) ↓

Cr 2 O 7 2- (розб.) +H 2 O +Pb 2+ =2H + + 2PbCrO 4 (червоний) ↓

K 2 Cr 2 O 7(т) +6HCl+8H 0 (Zn)=2CrCl 2(син) +7H 2 O+2KCl

Отримання:обробка До 2 СrO 4 сірчаною кислотою:

2К 2 СrO 4 + Н 2 SO 4 (30%) = До 2Cr 2 O 7 + До 2 SO 4 + Н 2 O

Ціль:поглибити знання учнів на тему заняття.

Завдання:

дати характеристику хрому як простої речовини;
познайомити учнів із сполуками хрому різного ступеня окислення;
показати залежність властивостей сполук від ступеня окиснення;
показати окислювально – відновлювальні властивості сполук хрому;
продовжити формування умінь учнів записувати рівняння хімічних реакцій у молекулярному та іонному вигляді, складати електронний баланс;
продовжити формування вмінь спостерігати хімічний експеримент.

Форма заняття:лекція з елементами самостійної роботиучнів та спостереженням за хімічним експериментом.

Хід заняття

I. Повторення матеріалу попереднього заняття.

1. Відповісти на запитання та виконати завдання:

Які елементи належать до підгрупи хрому?

Написати електронні формули атомів

Якого типу елементів ставляться?

Які ступені окислення виявляють у сполуках?

Як змінюється радіус атомів та енергія іонізації від хрому до вольфраму?

Можна запропонувати заповнити учням заповнити таблицю, використовуючи табличні величини радіусів атомів, енергії іонізації та зробити висновки.

Зразок таблиці:

2. Заслухати повідомлення учня на тему «Елементи підгрупи хрому в природі, отримання та застосування».

ІІ. лекція.

План лекції:

Хром.
Сполуки хрому. (2)

Оксид хрому; (2)
Гідроксид хрому. (2)

Сполуки хрому. (3)

Оксид хрому; (3)
Гідроксид хрому. (3)

З'єднання хрому (6)

Оксид хрому; (6)
Хромова та дихромова кислоти.

Залежність властивостей сполук хрому від ступеня окиснення.
Окисно – відновлювальні властивості сполук хрому.

1. Хром.

Хром - це білий з блакитним відливом блискучий метал, дуже твердий (щільність 7, 2 г/см 3 ), температура плавлення 1890С.

Хімічні властивості:хром за звичайних умов неактивний метал. Це тим, що його поверхню покрита оксидної плівкою (Сr 2 Про 3). При нагріванні оксидна плівка руйнується, і хром реагує з простими речовинами за високої температури:

4Сr +3О 2 = 2Сr 2 Про 3
2Сr + 3S = Сr 2 S 3
2Сr + 3Cl 2 = 2СrСl 3

Завдання:скласти рівняння реакцій хрому з азотом, фосфором, вуглецем та кремнієм; до одного із рівнянь скласти електронний баланс, вказати окислювач та відновник.

Взаємодія хрому зі складними речовинами:

При дуже високій температурі хром реагує з водою:

2Сr + 3 Н 2 О = Сr 2 Про 3 + 3Н 2

Завдання:

Хром реагує з розведеною сірчаною та соляною кислотами:

Сr + Н 2 SО 4 = СrSО 4 + Н 2
Сr + 2НСl = СrСl 2 + Н 2

Завдання:скласти електронний баланс, вказати окислювач та відновник.

Концентровані сірчана соляна та азотна кислоти пасивують хром.

2. З'єднання хрому. (2)

1. Оксид хрому (2)- СrО – тверда яскраво – червона речовина, типовий основний оксид (йому відповідає гідроксид хрому (2) - Сr(ОН) 2), не розчиняється у воді, але розчиняється у кислотах:

СrО + 2НСl = СrСl 2 + Н 2 О

Завдання:скласти рівняння реакції в молекулярному та іонному вигляді взаємодії оксиду хрому (2) із сірчаною кислотою.

Оксид хрому (2) легко окислюється на повітрі:

4СrО+ Про 2 = 2Сr 2 Про 3

Завдання:скласти електронний баланс, вказати окислювач та відновник.

Оксид хрому (2) утворюється при окисленні амальгами хрому киснем повітря:

2Сr (амальгама) + О 2 = 2СrО

2. Гідроксид хрому (2)- Сr(ОН) 2 – речовина жовтого кольору, погано розчинна у воді, з яскраво вираженим основним характером, тому взаємодіє з кислотами:

Сr(ОН) 2 + Н 2 SО 4 = СrSO 4 + 2Н 2 О

Завдання:скласти рівняння реакцій у молекулярному та іонному вигляді взаємодії оксиду хрому (2) з соляною кислотою.

Як і оксид хрому (2), гідроксид хрому (2) окислюється:

4 Сr(ОH) 2 + О 2 + 2Н 2 О = 4Сr(ОН) 3

Завдання:скласти електронний баланс, вказати окислювач та відновник.

Отримати гідроксид хрому (2) можна при дії лугів на солі хрому (2):

CrCl 2 + 2KOH = Cr(OH) 2 ↓ + 2KCl

Завдання:скласти іонні рівняння.

3. З'єднання хрому. (3)

1. Оксид хрому (3)- Сr 2 Про 3 – порошок темно – зеленого кольору, нерозчинний у воді, тугоплавкий, за твердістю близький до корунду (йому відповідає гідроксид хрому (3) – Сr(ОН) 3). Оксид хрому (3) має амфотерний характер, однак у кислотах та лугах розчиняється погано. Реакції зі лугами йдуть при сплавленні:

Сr 2 Про 3 + 2КОН = 2КСrО 2 (кульгає До)+ Н 2 Про

Завдання:скласти рівняння реакції в молекулярному та іонному вигляді взаємодії оксиду хрому (3) з гідроксидом літію.

З концентрованими розчинами кислот і лугів взаємодіє важко:

Сr 2 Про 3 + 6 КОН + 3Н 2 О = 2К 3 [Сr(ОН) 6 ]
Сr 2 Про 3 + 6НСl = 2СrСl 3 + 3Н 2 О

Завдання:скласти рівняння реакцій у молекулярному та іонному вигляді взаємодії оксиду хрому (3) з концентрованою сірчаною кислотою та концентрованим розчином гідроксиду натрію.

Оксид хрому (3) може бути отриманий при розкладанні дихромату амонію:

(NН 4)2Сr 2 Про 7 = N 2 + Сr 2 Про 3 +4Н 2 Про

2. Гідроксид хрому (3)Сr(ОН) 3 отримують при дії лугів на розчини солей хрому (3):

СrСl 3 +3КОН = Сr(ОН) 3 ↓ + 3КСl

Завдання:скласти іонні рівняння

Гідроксид хрому (3) є осадом сіро-зеленого кольору, при отриманні якого, луг треба брати в нестачі. Отриманий в такий спосіб гідроксид хрому (3), на відміну відповідного оксиду легко взаємодіє з кислотами і лугами, тобто. виявляє амфотерні властивості:

Сr(ОН) 3 + 3НNО 3 = Сr(NО 3) 3 + 3Н 2 О
Сr(ОН) 3 + 3КОН = К 3 [Сr(ОН)6] (гексагідроксохроміт К)

Завдання:скласти рівняння реакцій у молекулярному та іонному вигляді взаємодії гідроксиду хрому (3) з соляною кислотою та гідроксидом натрію.

При сплавленні Сr(ОН) 3 з лугами виходять метахроміти та ортохроміти:

Cr(OH) 3 + KOH = KCrO 2 (метахроміт К)+ 2H 2 O
Cr(OH) 3 + KOH = K 3 CrO 3 (ортохроміт К)+ 3H 2 O

4. З'єднання хрому. (6)

1. Оксид хрому (6)- СrО 3 – темно – червона кристалічна речовина, добре розчинна у воді – типовий кислотний оксид. Цьому оксиду відповідає дві кислоти:

СrО 3 + Н 2 О = Н 2 СrО 4 (хромова кислота - утворюється при надлишку води)
СrО 3 + Н 2 О = Н 2 Сr 2 Про 7 (Дихромова кислота – утворюється при великій концентрації оксиду хрому (3)).

Оксид хрому (6) – дуже сильний окислювач, тому енергійно взаємодіє з органічними речовинами:

З 2 Н 5 ВІН + 4СrО 3 = 2СО 2 + 2Сr 2 Про 3 + 3Н 2 О

Окислює також йод, сірку, фосфор, вугілля:

3S + 4CrO 3 = 3SO 2 + 2Cr 2 O 3

Завдання:скласти рівняння хімічних реакційоксиду хрому (6) з йодом, фосфором, вугіллям; до одного з рівнянь скласти електронний баланс, вказати окислювач та відновник

При нагріванні до 250 0 С оксид хрому (6) розкладається:

4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3O 2

Оксид хрому (6) можна отримати при дії концентрованої сірчаної кислоти на тверді хромати та дихромати:

До 2 Сr 2 Про 7 + Н 2 SО 4 = До 2 SО 4 + 2СrО 3 + Н 2 О

2. Хромова та дихромова кислоти.

Хромова та дихромова кислоти існують тільки у водних розчинах, утворюють стійкі солі, відповідно хромати та дихромати. Хромати та їх розчини мають жовте забарвлення, дихромати – помаранчеве.

Хромат - іони СrО 4 2- і дихромат - іони Сr 2О 7 2- легко переходять один в одного при зміні середовища розчинів

У кислому середовищі розчину хромати переходять у дихромати:

2К 2 СrО 4 + Н 2 SО 4 = К 2 Сr 2 О 7 + К 2 SО 4 + Н 2 О

У лужному середовищі дихромати переходять у хромати:

До 2 Сr 2 Про 7 + 2КОН = 2К 2 СrО 4 + Н 2 О

При розведенні дихромова кислота перетворюється на хромову кислоту:

H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 2H 2 CrO 4

5. Залежність властивостей сполук хрому від ступеня окиснення.

Ступінь окислення	+2	+3	+6
Оксид	СrО	Сr 2 Про 3	СrО 3
Характер оксиду	Основний	амфотерний	кислотний
Гідроксид	Сr(ОН) 2	Сr(ОН) 3 – Н 3 СrО 3	Н 2 СrО 4
Характер гідроксиду	Основний	амфотерний	кислотний
→ ослаблення основних властивостей та посилення кислотних →

6. Окисно – відновлювальні властивості сполук хрому.

Реакції у кислотному середовищі.

У кислотному середовищі сполуки Сr +6 переходять у сполуки Сr +3 під дією відновників: H 2 S, SO 2 FeSO 4

До 2 Сr 2 Про 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

Завдання:

1. Зрівняти рівняння реакції методом електронного балансу, вказати окислювач та відновник:

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. Дописати продукти реакції, зрівняти рівняння методом електронного балансу, вказати окислювач та відновник:

K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 =? +? +Н 2 Про

Реакції у лужному середовищі.

У лужному середовищі сполуки хрому Сr +3 переходять у сполуки Сr +6 під дією окислювачів: 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 -

Завдання:

Зрівняти рівняння реакції методом електронного балансу, вказати окислювач та відновник:

NaCrO 2 + J 2 + NaOH = Na 2 CrO 4 + NaJ + H 2 O

Дописати продукти реакції, зрівняти рівняння методом електронного балансу, вказати окислювач та відновник:

Cr(OH) 3 + Ag 2 O + NaOH = Ag +? +?

Таким чином, окислювальні властивості послідовно посилюються зі зміною ступенів окислення в ряду: Cr +2 → Сr +3 → Сr +6 . З'єднання хрому (2) - сильні відновники, що легко окислюються, перетворюючись на сполуки хрому (3). З'єднання хрому (6) – сильні окислювачі, що легко відновлюються в сполуки хрому (3). З'єднання хрому (3) при взаємодії з сильними відновниками виявляють окислювальні властивості, переходячи в сполуки хрому (2), а при взаємодії з сильними окислювачами виявляють відновлювальні властивості, перетворюючись на сполуки хрому (6)

До методики проведення лекції:

Для активізації пізнавальної діяльностіучнів та підтримки інтересу, доцільно під час лекції проводити демонстраційний експеримент. Залежно від можливостей навчальної лабораторії можна демонструвати учням такі досліди:

одержання оксиду хрому (2) та гідроксиду хрому (2), доказ їх основних властивостей;
одержання оксиду хрому (3) та гідроксиду хрому (3), доказ їх амфотерних властивостей;
одержання оксиду хрому (6) та розчинення його у воді (отримання хромової та дихромової кислот);
перехід хроматів у дихромати, дихроматів у хромати.

Завдання самостійної роботи можна диференціювати з урахуванням реальних навчальних можливостей учнів.
Завершити лекцію можна виконанням наступних завдань: напишіть рівняння хімічних реакцій, за допомогою яких можна здійснити наступні перетворення:

.III. Домашнє завдання: доопрацювати лекцію (дописати рівняння хімічних реакцій)

Васильєва З.Г. Лабораторні роботиіз загальної та неорганічної хімії. -М.: "Хімія", 1979 - 450 с.
Єгоров А.С. Репетитор з фізики. - Ростов-на-Дону: "Фенікс", 2006.-765 с.
Кудрявцев О.О. Складання хімічних рівнянь. – М., «Вища школа», 1979. – 295 с.
Петров М.М. Неорганічна хімія. - Ленінград: "Хімія", 1989. - 543 с.
Ушкалова В.М. Хімія: конкурсні завдання та відповіді. - М.: «Освіта», 2000. - 223 с.