22.2. Соединения хрома

Определения и обозначения

Оксид хрома(II) — соединение CrO, в котором хром имеет степень окисления +2. Это основной оксид: при реакции с кислотами он образует соль хрома(II) и воду. По продуктам такой реакции можно увидеть, что CrO проявляет основные свойства.

Оксид хрома(III) имеет формулу Cr₂O₃, а степень окисления хрома в нём равна +3. Он амфотерен, то есть реагирует как с кислотами, так и со щелочами. Это свойство помогает отличать его от оксида хрома(II), который относится к основным оксидам.

Хромат — ион CrO₄²⁻, содержащий хром(VI); его растворы обычно жёлтые. Он связан с хромовой кислотой H₂CrO₄: при отщеплении от неё протонов образуется хромат-ион. Формула и цвет позволяют распознать хромат среди других соединений хрома.

Дихромат — ион Cr₂O₇²⁻ с хромом в степени окисления +6; растворы дихроматов обычно оранжевые. Он связан с хромат-ионом равновесным превращением, на которое влияет кислотность раствора. Поэтому цвет раствора помогает проследить, какой из этих ионов преобладает.

Как это устроено

Степень окисления показывает условный заряд атома в соединении и помогает определить, какие превращения для него возможны. В соединениях Cr(II), Cr(III) и Cr(VI) хром последовательно имеет степени окисления +2, +3 и +6, что отражается на составе формул: например, CrO содержит Cr(II), а Cr₂O₃ — Cr(III). Чем выше степень окисления хрома, тем больше электронов он может принять при восстановлении. Поэтому соединения разных степеней окисления отличаются не только составом, но и ролью в окислительно-восстановительных реакциях.

В соединениях хрома(II) хром может перейти в степень окисления +3, более устойчивую в обычных условиях. Для этого атом отдаёт электрон, а вещество становится восстановителем: оно восстанавливает другой реагент, передавая ему электроны. Окислителем при этом может быть кислород воздуха, поэтому соединения Cr(II) легко окисляются при контакте с ним. При записи реакции нужно проверить, какое вещество приняло электроны, и отразить изменение степени окисления Cr с +2 на +3.

Кислотно-основные свойства зависят от состава и характера оксида или гидроксида. CrO и Cr(OH)₂ проявляют основные свойства: с кислотой они дают соль и воду. У Cr₂O₃ и Cr(OH)₃ свойства амфотерные: с кислотами образуются соединения Cr(III), а со щелочами — гидроксокомплексы хрома(III). Амфотерность подтверждают именно двумя типами реакций, а не одним взаимодействием с кислотой.

Хромат и дихромат содержат хром(VI), но их соотношение зависит от количества ионов H⁺ в растворе. В щелочной среде ионы H⁺ связываются, поэтому равновесие смещается к жёлтому хромат-иону. Если добавить кислоту, концентрация H⁺ возрастёт, и образуется больше оранжевого дихромат-иона: 2CrO₄²⁻ + 2H⁺ ⇄ Cr₂O₇²⁻ + H₂O. Изменение окраски — наглядный признак сдвига равновесия.

Хром(VI) в кислой среде принимает электроны и потому действует как окислитель. При восстановлении дихромат-ион обычно превращается в Cr³⁺: полуреакция имеет вид Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O. На каждый атом хрома степень окисления меняется с +6 до +3, то есть принимаются три электрона. В полном уравнении число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых дихроматом.

Соединения хрома: состав и характерные свойства

Сначала найдите степень окисления иона или элемента: она помогает предсказать его поведение в ОВР. Затем сопоставьте цвет и кислотно-основные свойства, чтобы различить соединения. Для хромата и дихромата учитывайте среду раствора: при изменении кислотности меняется и преобладающий ион.

Разбор задач

1. Реакции CrO и Cr₂O₃ с соляной кислотой

Условие. Составьте уравнения реакций оксидов CrO и Cr₂O₃ с HCl и определите характер оксидов. В обоих случаях сначала ожидаем образование хлорида хрома и воды. Различие свойств устанавливаем по взаимодействию с щёлочью: для Cr₂O₃ оно также возможно.

1. В CrO хром имеет степень окисления +2, поэтому соль — CrCl₂. Кислород оксида и водород кислоты образуют воду. Уравнение: CrO + 2HCl → CrCl₂ + H₂O.

2. В Cr₂O₃ степень окисления хрома равна +3, значит, продуктом с соляной кислотой будет CrCl₃. Балансируем атомы хрома, хлора, водорода и кислорода: Cr₂O₃ + 6HCl → 2CrCl₃ + 3H₂O.

3. Оба оксида реагируют с кислотой, но это само по себе ещё не различает их характер. CrO относят к основным оксидам, а Cr₂O₃ — к амфотерным, поскольку он реагирует также со щёлочами.

Ответ. CrO + 2HCl → CrCl₂ + H₂O; Cr₂O₃ + 6HCl → 2CrCl₃ + 3H₂O. CrO — основной оксид, Cr₂O₃ — амфотерный.

2. Переход между хроматом и дихроматом

Условие. Запишите сокращённые ионные уравнения перехода хромата в дихромат при добавлении кислоты и обратного перехода при добавлении щёлочи. Учитывайте, что в первой реакции участвуют ионы H⁺, а в обратной — OH⁻. Проверяйте и баланс атомов, и общий заряд обеих частей уравнения.

1. При подкислении два хромат-иона объединяются в один дихромат-ион. Чтобы уравнять кислород и водород, добавляем 2H⁺ слева и H₂O справа: 2CrO₄²⁻ + 2H⁺ → Cr₂O₇²⁻ + H₂O.

2. Проверяем заряд: слева −4 + 2 = −2, справа заряд дихромат-иона равен −2. Число атомов Cr равно двум с каждой стороны, а кислород и водород также сбалансированы.

3. При добавлении щёлочи реакция идёт в обратную сторону. Ионное уравнение: Cr₂O₇²⁻ + 2OH⁻ → 2CrO₄²⁻ + H₂O; проверка показывает одинаковый заряд −4 и равное число атомов каждого элемента.

Ответ. 2CrO₄²⁻ + 2H⁺ → Cr₂O₇²⁻ + H₂O; Cr₂O₇²⁻ + 2OH⁻ → 2CrO₄²⁻ + H₂O. Кислота способствует образованию дихромата, щёлочь — хромата.

3. Восстановление дихромата в кислой среде

Условие. Составьте электронный баланс и уравнение реакции дихромата с восстановителем, если Cr(VI) превращается в Cr(III). В качестве восстановителя возьмём Fe²⁺, который окисляется до Fe³⁺. Среда кислая, поэтому при уравнивании полуреакции восстановления используем H⁺ и H₂O.

1. Записываем изменение степеней окисления: Cr⁺⁶ + 3e⁻ → Cr⁺³; Fe⁺² − e⁻ → Fe⁺³. Хром принимает электроны, значит, дихромат — окислитель; железо(II) отдаёт электроны, значит, Fe²⁺ — восстановитель.

2. В ионе Cr₂O₇²⁻ два атома хрома, поэтому на одну формульную единицу требуется 6e⁻. Умножаем полуреакцию Fe²⁺ − e⁻ → Fe³⁺ на 6, чтобы число отданных и принятых электронов совпало.

3. Полуреакция восстановления в кислой среде: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O. Складываем её с 6Fe²⁺ → 6Fe³⁺ + 6e⁻ и сокращаем электроны.

Ответ. Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6Fe²⁺ → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 6Fe³⁺. Дихромат — окислитель, Fe²⁺ — восстановитель.

Типичные ошибки

Ошибка — считать, что все соединения хрома окрашены одинаково. Её допускают, когда запоминают цвет металла или одного вещества и переносят его на остальные соединения. Проверяйте конкретную частицу: хромат даёт жёлтый раствор, дихромат — оранжевый, а Cr₂O₃ — зелёное твёрдое вещество.

Неверно называть Cr₂O₃ только основным оксидом. С кислотой он действительно образует соль и воду, поэтому легко принять его за обычный основной оксид. Проверка — выяснить, реагирует ли оксид со щёлочью: способность взаимодействовать и с кислотами, и со щелочами указывает на амфотерность.

Хромат и дихромат иногда путают из-за того, что оба содержат Cr(VI). Но их формулы и окраски различаются: CrO₄²⁻ — жёлтый, Cr₂O₇²⁻ — оранжевый. Чтобы проверить себя, посчитайте атомы Cr и O в формуле и учтите кислотность среды, которая влияет на соотношение ионов.

Дихромату не следует приписывать восстановительные свойства в обычной реакции с восстановителем. Такую путаницу вызывает смешение понятий окислитель и восстановитель: дихромат принимает электроны и сам восстанавливается до Cr(III). Проверьте направление изменения степени окисления: снижение с +6 до +3 означает принятие электронов, следовательно, Cr(VI) — окислитель.

Связь с другими темами

Для понимания соединений хрома нужны знания о степенях окисления, формулах оксидов и гидроксидов, а также признаках основных, кислотных и амфотерных свойств. При составлении уравнений ОВР пригодятся полуреакции и электронный баланс: они помогают определить окислитель и восстановитель. Тема продолжает изучение переходных металлов и готовит к разбору качественных реакций на ионы, где важны окраска раствора и условия реакции.

Что запомнить

• Хром образует соединения со степенями окисления +2, +3 и +6.
• Соединения хрома(II) проявляют восстановительные свойства.
• Оксид и гидроксид хрома(III) амфотерны.
• Хромат-ион CrO₄²⁻ окрашивает раствор в жёлтый цвет.
• Дихромат-ион Cr₂O₇²⁻ окрашивает раствор в оранжевый цвет.
• Подкисление способствует переходу хромата в дихромат, а добавление щёлочи — обратному переходу.
• Соединения хрома(VI) в кислой среде являются сильными окислителями.