усиление кислотных свойств, ослабление основных свойств

Соединения хрома

+2	+3	+6
усиление кислотных свойств, ослабление основных свойств
Основные свойства	Амфотерные свойства	Кислотные свойства
Сильные восстановители, легко окисляются (даже кислородом воздуха) до соединений хрома со степенью окисления +3.	Наиболее устойчивая степень окисления.	Сильные окислители, легко восстанавливаются до соединений хрома со степенью окисления +3.
CrO – оксид хрома (II) Доказательство основных свойств: CrO + 2HCl → CrCl2 + H2O	Cr2O3 – оксид хрома (III) – тугоплавкий порошок зеленого цвета. Получают термическим разложением дихромата аммония: (NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2↑ + 4H2O Доказательство амфотерных свойств: - с кислотами: Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O - со щелочами при сплавлении: Cr2O3 + 2KOH(тв.) → 2KCrO2 + H2O метахромит калия	CrO3 – оксид хрома (VI) – ангидрид хромовой и дихромовой кислот. Представляет собой ярко-красные кристаллы, растворимые в воде. CrO3 + H2O = H2CrO4 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7 Доказательство кислотных свойств: CrO3 + 2КOH = К2CrO4 + H2О
Cr(OH)2 – гидроксид хрома (II) получают обменной реакцией без доступа воздуха: CrCl2 + 2NaOH → Cr(OH)2↓ + 2NaCl так как CrO + H2O ≠ Химические свойства: 1.Доказательство основных свойств: Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O (без доступа воздуха) 2. При нагревании, как и все нерастворимые основания, разлагается: Cr(OH)2 → CrO + H2O 3. Легко окисляется на воздухе: 4Cr(OH)2 + O2 +2H2O = 4Cr(OH)3	Cr(OH)3 = H3CrO3 гидроксид хрома (III) = ортохромистая кислота (соли – ортохромиты) HCrO2 метахромистая кислота (соли – метахромиты) Получают обменной реакцией между солью и щелочью: CrCl3 + 3NaOH → Cr(OH)3↓ + 3NaCl серо-зеленый так как Cr2O3 + H2O ≠ Химические свойства: 1. Доказательство амфотерных свойств: - с кислотами: Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3H2O - со щелочами в растворе: Cr(OH)3 + 3NaOH(изб.) → Na3[Cr(OH)6] изумрудно-зеленый раствор 2. При нагревании, как все амфотерные гидроксиды, разлагается: 2Cr(OH)3 → Cr2O3 + 3H2O	H2CrO4 – хромовая кислота (соли – хроматы) H2Cr2O7 – дихромовая кислота (соли – дихроматы) Обе кислоты существуют только в растворе.
Соли Cr^2+ голубого цвета, быстро окисляются на воздухе до солей Cr^3+: 4CrCl2 + 4HCl + O2 = 4CrCl3 + 2H2O	Растворы солей Cr^3+ зеленого цвета. Соли Cr^3+ гидролизуются по катиону: I ступень: CrCl3 + HOH ↔ CrOHCl2 + HCl Cr^3+ + HOH ↔ CrOH^2+ + H^+ II ступень: CrOHCl2 + HOH ↔ Cr(OH)2Cl + HCl CrOH^2+ + HOH ↔ Cr(OH)2^+ + H^+ III ступень: Cr(OH)2Cl + HOH ↔ Cr(OH)3↓ + HCl Cr(OH)2^+ + HOH ↔ Cr(OH)3↓ + H^+ Некоторые соли Cr^3+ подвергаются полному необратимому гидролизу: Cr2S3 + 6H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑ Поэтому при сливании солей хрома (III) и сульфидов, сульфитов или карбонатов происходит реакция: 2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6NaCl Под действием окислителей в щелочной среде переходят в хроматы: 2CrCl3 + 3H2O2 +10KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O	Cr2O7^2¯ ↔ CrO4^2¯ оранжевого цвета ↔ желтого цвета кислая среда ↔ щелочная среда Хроматы и дихроматы устойчивы, легко переходят друг в друга при изменении среды раствора: - в кислой среде хроматы переходят в дихроматы: 2K2CrO4 + H2SO4 ↔ K2Cr2O7 + К2SO4 + H2O 2CrO4^2¯ + 2H^+ ↔ Cr2O7^2¯ + H2O - в щелочной среде дихроматы переходят в хроматы: K2Cr2O7 + 2КОН ↔ 2K2CrO4+ H2O Cr2O7^2¯ + 2ОH¯ ↔ 2CrO4^2¯ + H2O Если вместо KOH используется NaOH: K2Cr2O7 + 2NaОН ↔ K2CrO4 + Na2CrO4 + H2O

Соединения марганца

Соединения марганца +3 (Mn₂O₃) и +6 (K₂MnO₄) менее устойчивы.

+2	+4	+7
усиление кислотных свойств, ослабление основных свойств
Основные свойства	Амфотерные свойства	Кислотные свойства
Сильные восстановители, легко окисляются (даже кислородом воздуха) до соединений марганца со степенью окисления +4.	Наиболее устойчивая степень окисления.	Сильные окислители, легко восстанавливаются до соединений марганца со степенью окисления +4.
MnO – оксид марганца (II) Доказательство основных свойств: MnO + H2SO4 → MnSO4 + H2O	MnO2 – оксид марганца (IV) – бурого цвета. Проявляет амфотерные свойства. Является сильным окислителем. MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O	Mn2O7 – оксид марганца (VII) – ангидрид марганцовой кислоты. Mn2O7 + H2O = 2HMnO4
Mn(OH)2 – гидроксид марганца (II) получают обменной реакцией без доступа воздуха: MnSO4 + 2NaOH → Mn(OH)2↓ + Na2SO4 белый так как MnO + H2O ≠ Химические свойства: 1.Доказательство основных свойств: Mn(OH)2 + 2HCl → MnCl2 + 2H2O (без доступа воздуха) 2. Легко окисляется на воздухе: 2Mn(OH)2 + O2 +2H2O = 2Mn(OH)4 белый осадок бурый осадок	Mn(OH)4 – гидроксид марганца (IV) – бурого цвета. Проявляет амфотерные свойства.	HMnO4 – марганцовая кислота – очень сильная кислота, но существует только в водном растворе.
Соли Mn^2+ в растворе бесцветные. Соли Mn^2+ гидролизуются по катиону: I ступень: MnCl2 + HOH ↔ MnOHCl + HCl Mn^2+ + HOH ↔ MnOH^+ + H^+ II ступень: MnOHCl + HOH ↔ Mn(OH)2 + HCl MnOH^+ + HOH ↔ Mn(OH)2↓ + H^+		KMnO4 – кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета, в растворе от розового до фиолетового. Гидролизу не подвергается. Является сильным окислителем. При нагревании разлагается: 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑

Продукты восстановления перманганата калия и дихромата калия.

cоли Mn^2+

cоли Cr^3+

MnO2

Cr(OH)3

K2MnO4

K3[Cr(OH)6]

---

Дата добавления: 2015-09-30