Занятие элективного курса Хром и его соединения

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:

Элемент Электронные формулы Радиус атома нм Энергия ионизации эВ Степень окисления
хром …3s23p63d54s1 0,125 6,76 +2,+3,+6
молибден …4s24p64d55s1 0,136 7,10 +3,+4,+5,+6
вольфрам …5s25p65d46s2 0,140 7,98 +3,+4,+5,+6

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/см3), температура плавления 1890˚С.

Химические свойства: хром при обычных условиях неактивный металл. Это
объясняется тем, что его поверхность покрыта оксидной пленкой (Сr2О3). При
нагревании оксидная пленка разрушается, и хром реагирует с простыми веществами
при высокой температуре:

  • 4Сr +3О2 = 2Сr2О3
  • 2Сr + 3S = Сr2S3
  • 2Сr + 3Cl2 = 2СrСl3

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 Н2О = Сr2О3 + 3Н2

Задание: составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Хром реагирует с разбавленной серной и соляной кислотами:

  • Сr + Н24 = СrSО4 + Н2
  • Сr + 2НСl= СrСl2 + Н2

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 = СrСl2 + Н2О

Задание: составить уравнение реакции в молекулярном и ионном виде
взаимодействия оксида хрома (2) с серной кислотой.

Оксид хрома (2) легко окисляется на воздухе:

  • 4СrО+ О2 = 2Сr2О3

Задание: составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Оксид хрома (2) образуется при окислении амальгамы хрома кислородом воздуха:

2Сr (амальгама) + О2 = 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 + Н24 = СrSO4 + 2Н2О

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 + О2 + 2Н2О = 4Сr(ОН)3

Задание: составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Получить гидроксид хрома (2) можно при действии щелочей на соли хрома (2):

  • CrCl2 + 2KOH = Cr(OH)2↓ + 2KCl

Задание: составить ионные уравнения.

3. Соединения хрома. (3)

1. Оксид хрома (3) — Сr2О3 – 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:

  • Сr2О3 + 2КОН = 2КСrО2(хромит К) + Н2О

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:

  • Сr2О3 + 6 КОН + 3Н2О = 2К3[Сr(ОН)6]
  • Сr2О3 + 6НСl = 2СrСl3 + 3Н2О

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:

  • (NН4)2Сr2О7 = N2 + Сr2О3 +4Н2О

2. Гидроксид хрома (3) Сr(ОН)3 получают при действии щелочей на на растворы
солей хрома (3):

  • СrСl3 +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 + 3НNО3 = Сr(NО3)3 + 3Н2О
  • Сr(ОН)3 + 3КОН = К3[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 = KCrO2(метахромит К) + 2H2O
  • Cr(OH)3 + KOH = K3CrO3(ортохромит К)+ 3H2O

4. Соединения хрома. (6)

1. Оксид хрома (6) — СrО3 – темно – красное кристаллическое вещество, хорошо
растворимо в воде – типичный кислотный оксид. Этому оксиду соответствует две
кислоты:

  • СrО3 + Н2О = Н2СrО4 (хромовая кислота – образуется при избытке воды)
  • СrО3 + Н2О =Н2Сr2О7 (дихромовая кислота – образуется при большой концентрации
    оксида хрома (3)).

Оксид хрома (6) – очень сильный окислитель, поэтому энергично взаимодействует
с органическими веществами:

  • С2Н5ОН + 4СrО3 = 2СО2 + 2Сr2О3 + 3Н2О

Окисляет также иод, серу, фосфор, уголь:

  • 3S + 4CrO3 = 3SO2 + 2Cr2O3

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 2500С оксид хрома (6) разлагается:

  • 4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2

Оксид хрома (6) можно получить при действии концентрированной серной кислоты
на твердые хроматы и дихроматы:

  • К2Сr2О7 + Н24 = К24 + 2СrО3 + Н2О

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 СrО42- и дихромат – ионы Сr72- легко переходят друг в друга
при изменении среды растворов

В кислой среде раствора хроматы переходят в дихроматы:

  • 2СrО4 + Н24 = К2Сr2О7 + К24 + Н2О

В щелочной среде дихроматы переходят в хроматы:

  • К2Сr2О7 + 2КОН = 2К2СrО4 + Н2О

При разбавлении дихромовая кислота переходит в хромовую кислоту:

  • H2Cr2O7 + H2O = 2H2CrO4

5. Зависимость свойств соединений хрома от степени окисления.

Степень окисления +2 +3 +6
Оксид СrО Сr2О3 СrО3
Характер оксида основной амфотерный кислотный
Гидроксид Сr(ОН)2 Сr(ОН)3 – Н3СrО3 Н2СrО4

Н2Сr2О7

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: H2S, SO2, FeSO4

  • К2Сr2О7 +3Н2S +4Н24 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4+ 7Н2О
  • S-2 – 2e → S0
  • 2Cr+6 + 6e → 2Cr+3

Задание:

1. Уравнять уравнение реакции методом электронного баланса, указать окислитель и
восстановитель:

  • Na2CrO4 + K2S + H2SO4 = S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O

2. Дописать продукты реакции, уравнять уравнение методом электронного баланса,
указать окислитель и восстановитель:

  • K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 = ? +? +Н2О

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:

  • 2KCrO2 +3 Br2 +8NaOH =2Na2CrO4 + 2KBr +4NaBr + 4H2O
  • Cr+3 — 3e → Cr+6
  • Br20 +2e → 2Br-

Задание:

Уравнять уравнение реакции методом электронного баланса, указать окислитель и
восстановитель:

  • NaCrO2 + J2 + NaOH = Na2CrO4 + NaJ + H2O

Дописать продукты реакции, уравнять уравнение методом электронного баланса,
указать окислитель и восстановитель:

  • Cr(OH)3 + Ag2O + 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:
  • Cr→ CrCl2→ Cr(OH)2→ Cr(OH)3→ Cr(NO3)3→ Cr2O3→ Cr
  • Cr →Cr(NO3)3→ Cr(OH)3→ K3[Cr(OH)6]→ Cr(OH)3→ CrCl3
  • Cr2(SO4)3→ Cr(OH)3→ CrCl3

.III. Домашнее задание: доработать лекцию (дописать уравнения химических
реакций)

Перечень рекомендуемой литературы:

  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.

Следующий: