§ 52. Соединения хрома. Зависимость кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств от степени окисления металла

Определения и обозначения

Степень окисления хрома — условный заряд атома в соединении, рассчитанный по правилам распределения электронов. Для хрома особенно характерны +2, +3 и +6. По степени окисления можно предсказать состав вещества, его кислотно-основные свойства и способность принимать или отдавать электроны.

Оксид хрома — бинарное соединение хрома с кислородом. Примеры: CrO, Cr₂O₃ и CrO₃, где хром имеет соответственно степени окисления +2, +3 и +6. Сравнение этих форм показывает, как рост степени окисления меняет характер оксида от основного к кислотному.

Гидроксид хрома — соединение хрома, содержащее группы OH. Для разных степеней окисления используют формулы Cr(OH)₂ и Cr(OH)₃, а свойства определяются не только наличием OH-групп, но и зарядом иона хрома. Cr(OH)₂ в основном проявляет основные свойства, а Cr(OH)₃ является амфотерным.

Хромат и дихромат — кислородсодержащие анионы хрома(VI): CrO₄²⁻ и Cr₂O₇²⁻. Хромат входит, например, в K₂CrO₄, а дихромат — в K₂Cr₂O₇. Это не разные степени окисления, а две формы существования соединений хрома(VI), зависящие от кислотности раствора.

Как это устроено

В соединениях хрома изменение степени окисления означает изменение числа электронов, отданных атомом. При переходе от +2 к +3 и затем к +6 возрастает положительный заряд хрома и его способность притягивать электронную плотность. Поэтому меняются не только формулы веществ, но и их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.

Соединения хрома(II) обычно имеют основной характер: CrO реагирует с кислотами с образованием солей, а Cr(OH)₂ — с кислотами и образует воду. Cr(III) занимает промежуточное положение, поэтому Cr₂O₃ и Cr(OH)₃ часто амфотерны. Высокий заряд иона Cr³⁺ поляризует связи с кислородом, но недостаточно для выраженного кислотного характера, свойственного Cr(VI).

В CrO₃ хром имеет максимальную из рассматриваемых степеней окисления, поэтому кислородные связи сильно поляризованы. Оксид взаимодействует с водой: CrO₃ + H₂O → H₂CrO₄. Полученная хромовая кислота образует соли, причём в нейтральной или щелочной среде преобладает хромат-ион CrO₄²⁻.

Два хромат-иона в кислой среде объединяются с выделением воды и образуют дихромат: 2CrO₄²⁻ + 2H⁺ ⇌ Cr₂O₇²⁻ + H₂O. Причина перехода — связывание лишних ионов водорода с кислородом хромат-ионов. В щелочной среде ионы OH⁻ связывают H⁺, поэтому равновесие смещается обратно к хромату.

Cr(VI) обычно принимает электроны и понижает степень окисления, поэтому выступает окислителем. Особенно легко это происходит в кислой среде, где дихромат восстанавливается до Cr³⁺. Cr(II), напротив, легко отдаёт электроны и переходит в Cr(III), поэтому является восстановителем.

Свойства важнейших соединений хрома в разных степенях окисления

Сначала в таблице находят степень окисления, затем сопоставляют её с характером соединения и возможным переносом электронов. Чем выше степень окисления хрома, тем вероятнее его восстановление. Амфотерность соединений Cr(III) означает возможность реакций и с кислотами, и со щелочами.

Разбор задач

Задача 1. Определение степеней окисления

Определите степень окисления хрома в Cr₂O₃, K₂CrO₄ и K₂Cr₂O₇. Затем отнесите вещества к соединениям хрома(III) или хрома(VI). Используем электронейтральность: сумма степеней окисления всех атомов в молекуле или ионе равна его заряду.

1. В Cr₂O₃ кислород имеет −2: 2x + 3 · (−2) = 0, откуда x = +3.
2. В K₂CrO₄: 2 · (+1) + x + 4 · (−2) = 0, поэтому x = +6.
3. В K₂Cr₂O₇: 2 · (+1) + 2x + 7 · (−2) = 0, поэтому x = +6.

Ответ: Cr₂O₃ — соединение хрома(III), K₂CrO₄ и K₂Cr₂O₇ — соединения хрома(VI). Дихромат не содержит хром с другой степенью окисления.

Задача 2. Амфотерность гидроксида хрома(III)

Составьте уравнения взаимодействия Cr(OH)₃ с кислотой и избытком щёлочи. Сначала определяем, какой частицей является гидроксид в каждой среде. В кислоте он ведёт себя как основание, а в щёлочи — как кислота, образуя растворимый гидроксокомплекс.

1. С кислотой записываем нейтрализацию: Cr(OH)₃ + 3H⁺ → Cr³⁺ + 3H₂O.
2. В избытке щёлочи гидроксид присоединяет OH⁻: Cr(OH)₃ + OH⁻ → [Cr(OH)₄]⁻.
3. Проверяем атомы и заряд: в обоих уравнениях число атомов и суммарный заряд слева и справа совпадают.

Ответ: Cr(OH)₃ + 3H⁺ → Cr³⁺ + 3H₂O; Cr(OH)₃ + OH⁻ → [Cr(OH)₄]⁻. Наличие двух типов реакций доказывает амфотерность гидроксида.

Задача 3. Окислительные свойства дихромата

Составьте уравнение реакции дихромата калия с Fe²⁺ в кислой среде. Дихромат восстанавливается до Cr³⁺, а Fe²⁺ окисляется до Fe³⁺. По изменению степеней окисления определяем окислитель и восстановитель.

1. Электронный баланс: 2Cr⁺⁶ + 6e⁻ → 2Cr⁺³; 6Fe²⁺ − 6e⁻ → 6Fe³⁺.
2. Ион Cr₂O₇²⁻ дополняем 14H⁺ слева и 7H₂O справа, чтобы уравнять водород и кислород.
3. Получаем: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6Fe²⁺ → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 6Fe³⁺.

Ответ: окислитель — Cr₂O₇²⁻, потому что хром принимает электроны. Восстановитель — Fe²⁺, потому что железо отдаёт электроны и повышает степень окисления.

Типичные ошибки

Ошибка 1. Считать кислотно-основные свойства зависящими только от наличия кислорода. Один и тот же элемент может образовывать основной CrO и кислотный CrO₃, поэтому проверяйте степень окисления и формулу соединения.

Ошибка 2. Называть Cr(OH)₃ только основанием. Так делают из-за группы OH, но гидроксид реагирует и со щёлочью; проверка — записать две реакции, с H⁺ и с OH⁻.

Ошибка 3. Путать хромат и дихромат или приписывать им разные степени окисления. В обоих анионах хром имеет +6, а различаются их состав и равновесие в растворе.

Ошибка 4. Определять окислитель по названию вещества. Роль устанавливают только по электронному балансу: принимающий электроны — окислитель, отдающий — восстановитель.

Связь с другими темами

Для темы нужны правила определения степеней окисления, составления ионных уравнений и электронного баланса. Она опирается на знания об основных, кислотных и амфотерных оксидах и гидроксидах. Хроматы и дихроматы помогают изучать окислительно-восстановительные реакции и общие свойства переходных металлов.

Что запомнить

• Хром образует соединения со степенями окисления +2, +3 и +6.
• Оксиды и гидроксиды хрома(II) обычно основные, а соединения хрома(III) часто амфотерны.
• Соединения хрома(VI) имеют кислотный характер и образуют хроматы и дихроматы.
• В анионах CrO₄²⁻ и Cr₂O₇²⁻ хром имеет степень окисления +6.
• Соединения хрома(VI) часто являются окислителями, а соединения хрома(II) — восстановителями.
• В кислой среде хромат переходит в дихромат, а в щелочной среде дихромат превращается в хромат.