Соединения хрома часто встречаются в заданиях ЕГЭ по химии. Элемент образует вещества всевозможных цветов: от жёлтого и оранжевого до зелёного и фиолетового. Ошибки в этой теме обычно возникают из-за непонимания амфотерности хрома в степени окисления $+3$ и путаницы в цепочках окислительно-восстановительных реакций. В статье разберём логику превращений хрома, чтобы безошибочно решать задания экзамена.
Что именно требуют в заданиях ЕГЭ
Основные форматы, которые встречаются в КИМах:
- задания на знание базовых свойств (установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами);
- задания второй части на ОВР (выберите вещества, между которыми протекает окислительно-восстановительная реакция с изменением цвета раствора);
- цепочки превращений (напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения).
Теоретическая основа: положение в таблице Менделеева и электронное строение
Хром ($Cr$) располагается в побочной подгруппе VI группы, в четвёртом периоде таблицы Д. И. Менделеева. Это типичный переходный d-металл.
Валентные электроны находятся на 4s- и 3d-подуровнях (всего 6 электронов), поэтому хром отдаёт от одного до шести электронов, образуя соединения с различными степенями окисления.
Устойчивые степени окисления хрома
| Степень окисления | Оксид | Гидроксид | Характер | Окислительно-восстановительная роль | Цвет типичных соединений |
|---|---|---|---|---|---|
| $+2$ | $CrO$ | $Cr(OH)_2$ | Основный | Сильный восстановитель | Голубой, синий |
| $+3$ | $Cr_2O_3$ | $Cr(OH)_3$ | Амфотерный | Окислитель и восстановитель | Зелёный, серо-зелёный, фиолетовый |
| $+6$ | $CrO_3$ | $H_2CrO_4,\, H_2Cr_2O_7$ | Кислотный | Сильный окислитель | Жёлтый (хроматы), оранжевый (дихроматы) |
Химические свойства простого вещества: хром
В виде простого вещества хром — очень твёрдый металл блестящего серебристо-белого цвета. При обычных условиях он покрыт плотной оксидной плёнкой, которая делает его химически инертным.
Реакции с простыми веществами
При нагревании хром активно реагирует с неметаллами. Во всех этих реакциях хром приобретает степень окисления $+3$.
С кислородом образуется оксид хрома(III):
С галогенами на примере хлора:
С серой:
Реакции с кислотами-неокислителями
При реакции с растворами кислот-неокислителей хром восстанавливает водород и переходит в степень окисления $+2$. Эту реакцию нужно проводить без доступа кислорода, иначе образующиеся соли быстро окислятся воздухом до $+3$:
Реакции с кислотами-окислителями
Холодные концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют хром: плёнка на поверхности металла блокирует реакцию.
Взаимодействие начинается только при сильном нагревании, при этом хром окисляется до степени окисления $+3$:
Реакция в разбавленной азотной кислоте при нагревании:
Реакции с оксидами и солями менее активных металлов
Хром вытесняет металлы, стоящие правее него в электрохимическом ряду напряжений.
Реакция с водой
Раскалённый хром способен реагировать с парами воды, образуя оксид хрома(III) и водород.
Соединения хрома со степенью окисления +2
Соединения хрома(II) проявляют типичные основные свойства и являются сильными восстановителями, так как стремятся перейти в более устойчивую степень окисления $+3$.
Физические свойства
Оксид хрома(II) ($CrO$) — порошок чёрного или красного цвета. Гидроксид хрома(II) ($Cr(OH)_2$) — жёлтый осадок. Соли хрома(II) в растворах имеют голубой цвет.
Химические свойства оксида и гидроксида
Они реагируют с кислотами как типичные основные соединения:
С кислотами-окислителями ($HNO_3$, концентрированная $H_2SO_4$) идёт окислительно-восстановительная реакция, хром переходит в $+3$:
Восстановительные свойства проявляются и при контакте с кислородом. Осадок $Cr(OH)_2$ на воздухе быстро меняет цвет с жёлтого на серо-зелёный:
Химические свойства солей хрома(II)
Участвуют в реакциях ионного обмена, если образуется осадок:
Легко окисляются галогенами и другими сильными окислителями до соединений хрома(III):
Соединения хрома со степенью окисления +3
Это самые стабильные соединения хрома. Они носят ярко выраженный амфотерный характер: реагируют и с кислотами, и со щелочами.
Физические свойства
Оксид хрома(III) ($Cr_2O_3$) — тугоплавкий зелёный порошок. Гидроксид хрома(III) ($Cr(OH)_3$) — серо-зелёный студенистый осадок. Растворы солей обычно имеют фиолетовую, зелёную или изумрудную окраску.
Химические свойства оксида и гидроксида хрома(III)
Реакции с кислотами демонстрируют основные свойства:
При реакциях со щелочами проявляются кислотные свойства. Важно различать реакции в растворе и в расплаве.
В расплаве образуются безводные соли — хромиты (анион $CrO_2^-$):
В водном растворе образуются комплексные соли (анион $[Cr(OH)_6]^{3-}$):
Соединения хрома(III) окисляются в щелочной среде галогенами или пероксидом водорода до хрома(VI).
Это переход, сопровождающийся изменением цвета с серо-зелёного на жёлтый:
Оксид хрома(III) можно восстановить до чистого металла с помощью более активных металлов (алюмотермия):
Химические свойства солей хрома(III)
Соли слабых кислот (сульфиды, карбонаты, сульфиты) в водном растворе не существуют из-за протекающего совместного гидролиза. Вместо ожидаемой соли выпадает гидроксид хрома(III) и выделяется газ:
Восстановительные свойства солей хрома(III) ярко проявляются в щелочной среде:
Соединения хрома со степенью окисления +6
В высшей степени окисления $+6$ хром отдаёт все валентные электроны. Поэтому вещества со степенью окисления $+6$ проявляют исключительно кислотные свойства и являются сильными окислителями.
Оксид хрома(VI) и его свойства
$CrO_3$ — тёмно-красные кристаллы, токсичное вещество.
При растворении в воде образует кислоты:
(хромовая кислота, в разбавленных растворах)
(дихромовая кислота, в концентрированных растворах)
Реагирует с основными оксидами и щелочами:
Проявляет сильнейшие окислительные свойства. Легковоспламеняющиеся вещества вспыхивают при контакте с ним:
Соли хрома(VI): хроматы и дихроматы
Хроматы (соли хромовой кислоты) содержат ион $CrO_4^{2-}$ и имеют жёлтый цвет. Они устойчивы в щелочной среде.
Дихроматы (соли дихромовой кислоты) содержат ион $Cr_2O_7^{2-}$ и имеют оранжевый цвет. Они устойчивы в кислотной среде.
Взаимопревращения хроматов и дихроматов
Реакции обмена
Часто встречаются качественные реакции с образованием осадков хромата бария, стронция, свинца или серебра:
Осадок выпадает даже из растворов дихромата за счёт смещения кислотно-основного равновесия:
Специфическая реакция разложения дихромата аммония
Оранжевые кристаллы превращаются в объёмный зелёный порошок с выделением газа. Это реакция внутримолекулярного окисления-восстановления.
Окислительные свойства хрома(VI)
В кислотной среде хроматы и дихроматы выступают сильными окислителями и переходят в соли хрома(III), что сопровождается появлением зелёного цвета раствора:
В нейтральной среде дихромат восстанавливается до гидроксида хрома(III) с выпадением серо-зелёного осадка.
Обобщающая таблица: изменение свойств и цвета соединений хрома
Эта таблица поможет быстро ориентироваться в свойствах соединений при выполнении заданий.
| Форма хрома | Визуальный маркер | Характер | Окислитель / Восстановитель |
|---|---|---|---|
| $Cr^{2+}$ | Голубой или синий цвет | Основный | Сильный восстановитель |
| $Cr^{3+}$ | Зелёный или фиолетовый цвет | Амфотерный | Восстановитель в щелочной среде |
| $CrO_4^{2-}$ | Жёлтый раствор | Кислотный | Окислитель |
| $Cr_2O_7^{2-}$ | Оранжевый раствор | Кислотный | Окислитель |
Типичные ошибки на ЕГЭ
- Запись реакции растворения хрома в разбавленной серной или соляной кислотах с образованием $Cr^{3+}$. Проводят аналогию с алюминием. Правильный вариант: образуется соль хрома(II) и водород. $Cr + H_2SO_4(разб.) \rightarrow CrSO_4 + H_2\uparrow$.
- Классификация перехода хромата в дихромат как ОВР. Видят смену цвета и присутствие кислоты, поэтому пытаются расписать баланс. Правильный вариант: степень окисления в хромате и дихромате равна $+6$. Это кислотно-основное взаимодействие $CrO_4^{2-} \leftrightarrow Cr_2O_7^{2-}$.
- Образование сульфида или карбоната хрома(III) в водном растворе. Механически собирают ионы $Cr^{3+}$ и $S^{2-}$. Правильный вариант: протекает необратимый совместный гидролиз. Записывается образование гидроксида $Cr(OH)_3$ и выделение газа.
Примеры экзаменационных заданий с пошаговым решением
Пример 1
В две пробирки налили раствор хлорида хрома(III). В первую добавили раствор карбоната натрия, при этом выпал серо-зелёный осадок и выделился газ. Осадок отделили и растворили в избытке серной кислоты. Во вторую пробирку добавили раствор гидроксида натрия и наблюдали сначала выпадение осадка, а затем его растворение. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.
- Анализируем первую пробирку: $CrCl_3 + Na_2CO_3$. Это типичный случай гидролиза бинарных солей. Ион $Cr^{3+}$ гидролизуется по катиону (создаёт кислую среду), а ион $CO_3^{2-}$ — по аниону (создаёт щелочную среду). Попадая в один раствор, они усиливают гидролиз друг друга. Уравнение имеет вид: $2CrCl_3 + 3Na_2CO_3 + 3H_2O \rightarrow 2Cr(OH)_3\downarrow + 3CO_2\uparrow + 6NaCl$.
- Осадок гидроксида хрома(III) растворяют в избытке серной кислоты. Идёт реакция обмена: $2Cr(OH)_3 + 3H_2SO_4 \rightarrow Cr_2(SO_4)_3 + 6H_2O$
- Анализируем вторую пробирку. При добавлении раствора гидроксида натрия к соли хрома(III) сначала выпадает осадок гидроксида хрома(III): $CrCl_3 + 3NaOH \rightarrow Cr(OH)_3 + 3NaCl$
- $Cr(OH)_3$ — амфотерный гидроксид, который растворяется в сильных щелочах. Образуется комплексная соль: $Cr(OH)_3 + 3NaOH \rightarrow Na_3[Cr(OH)_6]$
Пример 2
Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ: оксид фосфора(V), дихромат калия, нитрит калия, серная кислота, гидроксид натрия. Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми протекает окислительно-восстановительная реакция. Признаком реакции является изменение окраски раствора с оранжевой на зелёную, при этом образование осадка не наблюдается. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.
- Ищем визуальные маркеры. Оранжевый раствор — признак дихромата. Выбираем $K_2Cr_2O_7$. Переход в зелёный цвет без осадка означает образование растворимой соли хрома(III).
- Дихромат выступает как окислитель, следовательно, нужен восстановитель и кислая среда.
- Из перечня типичный восстановитель — нитрит калия ($KNO_2$). Азот находится в степени окисления $+3$ и может отдать два электрона до образования нитрата $KNO_3$.
- В качестве среды выбираем серную кислоту ($H_2SO_4$).
$K_2Cr_2O_7 + 3KNO_2 + 4H_2SO_4 \rightarrow Cr_2(SO_4)_3 + 3KNO_3 + K_2SO_4 + 4H_2O$
$2Cr^{+6} + 6e^- \rightarrow 2Cr^{3+} \mid \times 1$
$N^{+3} -2e^- \rightarrow N^{+5} \mid \times 3$
$K_2Cr_2O_7 \, (Cr^{+6})$ — окислитель
$KNO_2 \, (N^{+3})$ — восстановитель
Заключение
Мы изучили механизмы реакций соединений хрома и теперь ты можешь логически предсказывать их продукты в зависимости от условий среды. Главное, что требуется помнить на ЕГЭ: хром($+2$) проявляет основные свойства и выступает восстановителем, хром($+3$) обладает амфотерностью, а хром($+6$) образует кислоты и является мощнейшим окислителем. Чтобы закрепить материал и довести навык до автоматизма, отработай уравнения химических реакций в «100балльном банке» — там собраны актуальные задания экзамена, в которых встречаются переходы хрома.
