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 ( $C r$ ) располагается в побочной подгруппе VI группы, в четвёртом периоде таблицы Д. И. Менделеева. Это типичный переходный d-металл.[i]

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
$+ 2$	$C r O$	$C r (O H)_{2}$	Основный	Сильный восстановитель	Голубой, синий
$+ 3$	$C r_{2} O_{3}$	$C r (O H)_{3}$	Амфотерный	Окислитель и восстановитель	Зелёный, серо-зелёный, фиолетовый
$+ 6$	$C r O_{3}$	$H_{2} C r O_{4}, H_{2} C r_{2} O_{7}$	Кислотный	Сильный окислитель	Жёлтый (хроматы), оранжевый (дихроматы)

Подготовка к экзаменам в 100балльном репетиторе

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.[i]

Реакции с простыми веществами

При нагревании хром активно реагирует с неметаллами. Во всех этих реакциях хром приобретает степень окисления $+ 3$ .[i]

С кислородом образуется оксид хрома(III):

4 C r + 3 O_{2} \overset{t}{\to} 2 C r_{2} O_{3}

С галогенами на примере хлора:

2 C r + 3 C l_{2} \overset{t}{\to} 2 C r C l_{3}

С серой:

2 C r + 3 S \overset{t}{\to} C r_{2} S_{3}

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 $+ 3$ :

C r + 2 H C l \to C r C l_{2} + H_{2} ↑

Cr + H2SO4(разб.) → CrSO4 + H2

Реакции с кислотами-окислителями

Холодные концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют хром: плёнка на поверхности металла блокирует реакцию.[i]

Взаимодействие начинается только при сильном нагревании, при этом хром окисляется до степени окисления $+ 3$ :

2Cr + 6H2SO4(конц.) →t Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Cr + 6HNO3(конц.) →t Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Реакция в разбавленной азотной кислоте при нагревании:

Cr + 4HNO3(разб.) →t Cr(NO3)3 + NO + 2H2O

Реакции с оксидами и солями менее активных металлов

Хром вытесняет металлы, стоящие правее него в электрохимическом ряду напряжений.[i]

2 C r + 3 C u C l_{2} \to 2 C r C l_{3} + 3 C u

2 C r + 3 F e O \overset{t}{\to} C r_{2} O_{3} + 3 F e

Реакция с водой

Раскалённый хром способен реагировать с парами воды, образуя оксид хрома(III) и водород.[i]

2 C r + 3 H_{2} O \overset{t}{\to} C r_{2} O_{3} + 3 H_{2} ↑

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 $+ 3$ .[i]

Физические свойства

Оксид хрома(II) ( $C r O$ ) — порошок чёрного или красного цвета. Гидроксид хрома(II) ( $C r (O H)_{2}$ ) — жёлтый осадок. Соли хрома(II) в растворах имеют голубой цвет.[i]

Химические свойства оксида и гидроксида

Они реагируют с кислотами как типичные основные соединения:

C r O + 2 H C l \to C r C l_{2} + H_{2} O

C r (O H)_{2} + H_{2} S O_{4} \to C r S O_{4} + 2 H_{2} O

С кислотами-окислителями ( $H N O_{3}$ , концентрированная $H_{2} S O_{4}$ ) идёт окислительно-восстановительная реакция, хром переходит в $+ 3$ :

2CrO + 4H2SO4(конц.) →t Cr2(SO4)3 + SO2 + 4H2O

Восстановительные свойства проявляются и при контакте с кислородом. Осадок $C r (O H)_{2}$ на воздухе быстро меняет цвет с жёлтого на серо-зелёный:

4 C r (O H)_{2} + O_{2} + 2 H_{2} O \to 4 C r (O H)_{3}

4 C r O + O_{2} \overset{t}{\to} 2 C r_{2} O_{3}

Химические свойства солей хрома(II)

Участвуют в реакциях ионного обмена, если образуется осадок:

C r C l_{2} + 2 N a O H \to C r (O H)_{2} ↓ + 2 N a C l

Легко окисляются галогенами и другими сильными окислителями до соединений хрома(III):

2 C r C l_{2} + C l_{2} \to 2 C r C l_{3}

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) ( $C r_{2} O_{3}$ ) — тугоплавкий зелёный порошок. Гидроксид хрома(III) ( $C r (O H)_{3}$ ) — серо-зелёный студенистый осадок. Растворы солей обычно имеют фиолетовую, зелёную или изумрудную окраску.[i]

Химические свойства оксида и гидроксида хрома(III)

Реакции с кислотами демонстрируют основные свойства:

C r_{2} O_{3} + 3 H_{2} S O_{4} \to C r_{2} (S O_{4})_{3} + 3 H_{2} O

C r (O H)_{3} + 3 H C l \to C r C l_{3} + 3 H_{2} O

При реакциях со щелочами проявляются кислотные свойства. Важно различать реакции в растворе и в расплаве.

В расплаве образуются безводные соли — хромиты (анион $C r O_{2}^{-}$ ):

C r_{2} O_{3} + 2 N a O H \overset{t}{\to} 2 N a C r O_{2} + H_{2} O

C r (O H)_{3} + K O H \overset{t}{\to} K C r O_{2} + 2 H_{2} O

В водном растворе образуются комплексные соли (анион $[C r (O H)_{6}]^{3 -}$ ):

Cr(OH)3 + 3NaOH(изб.) → Na3[Cr(OH)6]

Соединения хрома(III) окисляются в щелочной среде галогенами или пероксидом водорода до хрома(VI).[i]

Это переход, сопровождающийся изменением цвета с серо-зелёного на жёлтый:

2 C r (O H)_{3} + 3 H_{2} O_{2} + 4 K O H \to 2 K_{2} C r O_{4} + 8 H_{2} O

2 N a C r O_{2} + 3 B r_{2} + 8 N a O H \to 2 N a_{2} C r O_{4} + 6 N a B r + 4 H_{2} O

Оксид хрома(III) можно восстановить до чистого металла с помощью более активных металлов (алюмотермия):

C r_{2} O_{3} + 2 A l \overset{t}{\to} A l_{2} O_{3} + 2 C r

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:

C r_{2} (S O_{4})_{3} + 3 N a_{2} C O_{3} + 3 H_{2} O \to 2 C r (O H)_{3} ↓ + 3 C O_{2} ↑ + 3 N a_{2} S O_{4}

2 C r C l_{3} + 3 K_{2} S + 6 H_{2} O \to 2 C r (O H)_{3} ↓ + 3 H_{2} S ↑ + 6 K C l

Восстановительные свойства солей хрома(III) ярко проявляются в щелочной среде:

2 C r C l_{3} + 3 C l_{2} + 16 N a O H \to 2 N a_{2} C r O_{4} + 12 N a C l + 8 H_{2} O

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.[i]

Оксид хрома(VI) и его свойства

$C r O_{3}$ — тёмно-красные кристаллы, токсичное вещество.

При растворении в воде образует кислоты:

C r O_{3} + H_{2} O \to H_{2} C r O_{4}

(хромовая кислота, в разбавленных растворах)

2 C r O_{3} + H_{2} O \to H_{2} C r_{2} O_{7}

(дихромовая кислота, в концентрированных растворах)

Реагирует с основными оксидами и щелочами:

C r O_{3} + 2 N a O H \to N a_{2} C r O_{4} + H_{2} O

C r O_{3} + B a O \overset{t}{\to} B a C r O_{4}

Проявляет сильнейшие окислительные свойства. Легковоспламеняющиеся вещества вспыхивают при контакте с ним:

2 C r O_{3} + 3 S \overset{t}{\to} C r_{2} O_{3} + 3 S O_{2} ↑

2 C r O_{3} + C_{2} H_{5} O H \to C r_{2} O_{3} + 2 C O_{2} ↑ + 3 H_{2} O

2 C r O_{3} + 3 H_{2} S \to C r_{2} O_{3} + 3 S ↓ + 3 H_{2} O

Соли хрома(VI): хроматы и дихроматы

Хроматы (соли хромовой кислоты) содержат ион $C r O_{4}^{2 -}$ и имеют жёлтый цвет. Они устойчивы в щелочной среде.

Дихроматы (соли дихромовой кислоты) содержат ион $C r_{2} O_{7}^{2 -}$ 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:

K_{2} C r O_{4} + B a C l_{2} \to B a C r O_{4} ↓ + 2 K C l

Осадок выпадает даже из растворов дихромата за счёт смещения кислотно-основного равновесия:

K_{2} C r_{2} O_{7} + 2 B a (N O_{3})_{2} + H_{2} O \to 2 B a C r O_{4} ↓ + 2 K N O_{3} + 2 H N O_{3}

Специфическая реакция разложения дихромата аммония

Оранжевые кристаллы превращаются в объёмный зелёный порошок с выделением газа. Это реакция внутримолекулярного окисления-восстановления.[i]

(N H_{4})_{2} C r_{2} O_{7} \overset{t}{\to} C r_{2} O_{3} + N_{2} ↑ + 4 H_{2} O

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:

K_{2} C r_{2} O_{7} + 3 N a_{2} S O_{3} + 4 H_{2} S O_{4} \to C r_{2} (S O_{4})_{3} + 3 N a_{2} S O_{4} + K_{2} S O_{4} + 4 H_{2} O

K_{2} C r_{2} O_{7} + 6 K I + 7 H_{2} S O_{4} \to C r_{2} (S O_{4})_{3} + 3 I_{2} ↓ + 4 K_{2} S O_{4} + 7 H_{2} O

K_{2} C r_{2} O_{7} + 3 H_{2} S + 4 H_{2} S O_{4} \to C r_{2} (S O_{4})_{3} + 3 S ↓ + K_{2} S O_{4} + 7 H_{2} O

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
$C r^{2 +}$	Голубой или синий цвет	Основный	Сильный восстановитель
$C r^{3 +}$	Зелёный или фиолетовый цвет	Амфотерный	Восстановитель в щелочной среде
$C r O_{4}^{2 -}$	Жёлтый раствор	Кислотный	Окислитель
$C r_{2} O_{7}^{2 -}$	Оранжевый раствор	Кислотный	Окислитель

Типичные ошибки на ЕГЭ

Запись реакции растворения хрома в разбавленной серной или соляной кислотах с образованием $C r^{3 +}$ . Проводят аналогию с алюминием. Правильный вариант: образуется соль хрома(II) и водород. Cr + H2SO4(разб.) → CrSO4 + H2.
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 $C r O_{4}^{2 -} \leftrightarrow C r_{2} O_{7}^{2 -}$ .
Образование сульфида или карбоната хрома(III) в водном растворе. Механически собирают ионы $C r^{3 +}$ и $S^{2 -}$ . Правильный вариант: протекает необратимый совместный гидролиз. Записывается образование гидроксида $C r (O H)_{3}$ 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.[i]

Анализируем первую пробирку: $C r C l_{3} + N a_{2} C O_{3}$ . Это типичный случай гидролиза бинарных солей. Ион $C r^{3 +}$ гидролизуется по катиону (создаёт кислую среду), а ион $C O_{3}^{2 -}$ — по аниону (создаёт щелочную среду). Попадая в один раствор, они усиливают гидролиз друг друга. Уравнение имеет вид: $2 C r C l_{3} + 3 N a_{2} C O_{3} + 3 H_{2} O \to 2 C r (O H)_{3} ↓ + 3 C O_{2} ↑ + 6 N a C l$ .
Осадок гидроксида хрома(III) растворяют в избытке серной кислоты. Идёт реакция обмена: $2 C r (O H)_{3} + 3 H_{2} S O_{4} \to C r_{2} (S O_{4})_{3} + 6 H_{2} O$
Анализируем вторую пробирку. При добавлении раствора гидроксида натрия к соли хрома(III) сначала выпадает осадок гидроксида хрома(III): $C r C l_{3} + 3 N a O H \to C r (O H)_{3} + 3 N a C l$
$C r (O H)_{3}$ — амфотерный гидроксид, который растворяется в сильных щелочах. Образуется комплексная соль: $C r (O H)_{3} + 3 N a O H \to N a_{3} [C r (O H)_{6}]$

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.[i]

Ищем визуальные маркеры. Оранжевый раствор — признак дихромата. Выбираем $K_{2} C r_{2} O_{7}$ . 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 ( $K N O_{2}$ ). Азот находится в степени окисления $+ 3$ и может отдать два электрона до образования нитрата $K N O_{3}$ .
В качестве среды выбираем серную кислоту ( $H_{2} S O_{4}$ ).

$K_{2} C r_{2} O_{7} + 3 K N O_{2} + 4 H_{2} S O_{4} \to C r_{2} (S O_{4})_{3} + 3 K N O_{3} + K_{2} S O_{4} + 4 H_{2} O$

$2 C r^{+ 6} + 6 e^{-} \to 2 C r^{3 +} ∣ \times 1$

$N^{+ 3} - 2 e^{-} \to N^{+ 5} ∣ \times 3$

$K_{2} C r_{2} O_{7} (C r^{+ 6})$ — окислитель

$K N O_{2} (N^{+ 3})$ — 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.

Хром и его соединения: подробный разбор свойств для ЕГЭ по химии

Что именно требуют в заданиях ЕГЭ

Теоретическая основа: положение в таблице Менделеева и электронное строение

Устойчивые степени окисления хрома

Химические свойства простого вещества: хром

Реакции с простыми веществами

Реакции с кислотами-неокислителями

Реакции с кислотами-окислителями

Реакции с оксидами и солями менее активных металлов

Реакция с водой

Соединения хрома со степенью окисления +2

Физические свойства

Химические свойства оксида и гидроксида

Химические свойства солей хрома(II)

Соединения хрома со степенью окисления +3

Физические свойства

Химические свойства оксида и гидроксида хрома(III)

Химические свойства солей хрома(III)

Соединения хрома со степенью окисления +6

Оксид хрома(VI) и его свойства

Соли хрома(VI): хроматы и дихроматы

Взаимопревращения хроматов и дихроматов

Реакции обмена

Специфическая реакция разложения дихромата аммония

Окислительные свойства хрома(VI)

Обобщающая таблица: изменение свойств и цвета соединений хрома

Типичные ошибки на ЕГЭ

Примеры экзаменационных заданий с пошаговым решением

Пример 1

Пример 2

Заключение

Алюминий, бериллий, цинк и их соединения: теория по амфотерным металлам для ЕГЭ

Марганец и его соединения: химические свойства, реакции для ЕГЭ по химии

Железо и его соединения: свойства, реакции и разбор заданий ЕГЭ по химии

Медь, серебро и их соединения в заданиях ЕГЭ по химии

Водород, кислород и пероксид водорода в заданиях ЕГЭ по химии

Галогены и их соединения в ЕГЭ по химии: подробный разбор с примерами заданий

Что именно требуют в заданиях ЕГЭ

Теоретическая основа: положение в таблице Менделеева и электронное строение

Устойчивые степени окисления хрома

Химические свойства простого вещества: хром

Реакции с простыми веществами

Реакции с кислотами-неокислителями

Реакции с кислотами-окислителями

Реакции с оксидами и солями менее активных металлов

Реакция с водой

Соединения хрома со степенью окисления +2

Физические свойства

Химические свойства оксида и гидроксида

Химические свойства солей хрома(II)

Соединения хрома со степенью окисления +3

Физические свойства

Химические свойства оксида и гидроксида хрома(III)

Химические свойства солей хрома(III)

Соединения хрома со степенью окисления +6

Оксид хрома(VI) и его свойства

Соли хрома(VI): хроматы и дихроматы

Взаимопревращения хроматов и дихроматов

Реакции обмена

Специфическая реакция разложения дихромата аммония

Окислительные свойства хрома(VI)

Обобщающая таблица: изменение свойств и цвета соединений хрома

Типичные ошибки на ЕГЭ

Примеры экзаменационных заданий с пошаговым решением

Пример 1

Пример 2

Заключение

Похожие статьи

Алюминий, бериллий, цинк и их соединения: теория по амфотерным металлам для ЕГЭ

Марганец и его соединения: химические свойства, реакции для ЕГЭ по химии

Железо и его соединения: свойства, реакции и разбор заданий ЕГЭ по химии

Медь, серебро и их соединения в заданиях ЕГЭ по химии

Водород, кислород и пероксид водорода в заданиях ЕГЭ по химии

Галогены и их соединения в ЕГЭ по химии: подробный разбор с примерами заданий

С нами ты получишь высокие баллы на ЕГЭ и ОГЭ

Мы знаем, как забрать максимум на экзамене

Сложно готовиться самостоятельно? Мы поможем!

Химфак с Катей Строгановой | ЕГЭ-2027

Сложно готовиться самостоятельно?
Мы поможем!