Урок №9

«Хром, оксиды и гидроксиды хрома (II); (III); (VI); Хромовая и дихромовая кислота,





Цель:

1) объяснить учащимся строение атома Cr, физические свойства Cr.

2) разъяснить свойства оксидов, гидроксидов хрома (II); (III); (VI) в свете учения об ионных реакциях.




Оборудование:

Для учащихся: опыт №36 «Получение гидроксида Хрома (III) и изучение его свойств (стр. 173)

         1) штатив с пробирками.




Вещества и реактивы:

Растворы сульфата хрома (III), гидроксида натрия,  соляная кислота.
Методы работы:

1) Демонстрация опытов:

а) получение и свойства гидроксида
Cr
(
III
)


2) беседа

3) сообщения учащихся о нахождении Cr в природе и применение Cr в природе и применение Br и его соединений в н/х.
I. Орг. Моменты
II. Повторение:

а) работа по карточкам (5-6 человек)

б) у доски – 3 человека – проверка письменного Д/з (стр. 121 учебника) №3, 4, 5.

в) остальная часть класса делает упр. №9 на стр. 122 учебника в тетради вместе с вызванным учеником.
Карточки:

№1. Написать уравнение реакции, с помощью которых можно осуществить превращения:

Zn ® K₂ZnO₂
№2. С какими из перечисленных веществ будет реагировать оксид Zn? Написать молекулярные и ионные уравнения возможных реакций:

H₂O; NaOH; Na₂O; CO₂; HCl; O₂; HNO₃; SO₃; Cl₂; Fe(ON)₃.
№3. С какими из перечисленных веществ будет реагировать гидроксид Zn? Написать молекулярные и ионные уравнения возможных реакций:

SO₃; H₂SO₄; K; K₂O; KOH; HNO₃; Na₂SO₄; NaOH; Fe(OH)₃; H₂O.
№4. Приведите по два молекулярных уравнения реакций, соответствующих сокращенным ионным уравнениям:

а) Zn(OH)₂ + 2H⁺ = Zn²⁺ + 2H₂O

б) Zn(OH)₂ + 2OH^- = [Zn(OH)₄]

в) ZnO + 2H⁺ = Zn²⁺ + 2OH^-

г) Zn + 2OH^- = ZnO₂^2- + H₂O
№5. Какая соль образуется при взаимодействии 1моля гидроксида Zn и 2молей ортофосфорной кислоты:

а) ортофосфат Zn

б) дигидроортофосфат цинка?

в) ортофосфат гидроксоцинка

г) гидроортофосфат Zn.

Напишите уравнение соответств. реакции и формулы названных солей.


№6. Напишите уравнение реакции следующих превращений.

Zn ® ZnO ® ZnCl₂ ® Zn(OH)₂ ® Zn(OH)NO₃ ® Zn(NO₃)₂
№7. Написать гидролиз следующих солей:

сульфата Zn; нитрата Al; хлорида Be (II)
1) Учитель задает дополнительные вопросы тем учащимся, которые отвечают у доски:

- при помощи, каких реакций можно обнаружить в растворе катионы цинка?

- почему для получения амфотерного гидроксида из раствора соли Zn или другого переходного ХЭ, раствор щелочи к ней приливают по каплям?

- докажите, что амфотерность подтверждает относительный характер деления элементов на металлы и неметаллы.

- перечислите переходные элементы, оксиды и гидроксиды которых, являются амфотерными.

(бериллий, алюминий, свинец, хром)

- почему нельзя пользоваться цинковыми сосудами для хранения щелочных растворов?
2) учитель вызывает ученика к доске и просит записать гидролиз следующих солей: нитрата Zn; хлорида Al.
III. Новый материал:

1) учитель говорит о цели урока;

2) просит открыть ПСХЭ Д. И. Менделеева и просит учащихся рассказать о нахождении Cr в ПСХЭ:

порядковый номер 24

период 4

группа VI В

относительная атомная масса = 52

3) вызывает одного ученика к доске и просит составить электронную схиму, формулу и энергетическую диаграмму атома хрома.

Cr + 24 )₂)₈)₁₃)₁     1s²2s²2p⁶2s²3p⁶3d⁵4s¹

                            (энергетическую диаграмму см. учебник стр. 144, рис 29.1)

4) учитель объясняет, что хром может проявлять следующие степени окисления:  +2; +3; +6. (валентными электронами являются электроны 3d и   4 - s подуровней)

5) вызывает ученика к доске, и составляют следующую таблицу:

Сравнительные признаки	Cr2+	Cr3+	Cr6+
1) формула оксида	CrO	Cr2O3	CrO3
2) характер оксида	Основной оксид, солеобразующий	Амфотерный оксид, солеобразующий	Кислотный оксид, солеобразующий
3) формула гидроксида	Cr(OH)2	Cr(OH)3	а) H2CrO4 б) H2Cr2O7
4) характер гидроксида	Гидроксид Cr(II), основание, нерастворимое в воде	Гидроксид Cr(III), амфотерный (HCrO2 – метахромистая кислота).	а) гидроксид Cr(VI) - хромовая кислота б) гидроксид Cr(VI) – дихромовая кислота
5) название солей (примеры)	CrCl2 – хлорид Cr (II)	Хроматы (изумрудно-зеленые растворы) CrCl3 – хлорид Cr(III) KCrO2 – хромат K	а) хроматы б) дихроматы K2CrO4 – хромат K K2Cr2O7 – дихромат K

6) Учитель дает характеристику Cr – простому веществу (показывает, демонстрирует хром): это твердый, блестящий металл

t_{плавления} = 1890°; плотность = 7,19 г/см³. При комнатной t хром стояк к воде и воздуху.

7) Учащиеся делают небольшие сообщения о применении хрома и его соединений.
7) Учитель обращает внимание учащихся на ряд активности металлов, и учащиеся делают вывод, что он вытесняет водород из растворов кислот:

Cr + 2HCl = CrCl₂ +H₂­

Cr⁰ + 2H⁺ = Cr²⁺ + H₂­

Учитель добавляет, что в холодной концентрированной азотной кислоте хром нерастворим и после обработки ею становится пассивным.

8) Далее учащиеся переходят к изучению химических свойств соединений хрома.

а) соединение Cr ²⁺ (учитель вызывает ученика к доске и просит записать уравнения реакций характеризующие основной характер оксида Cr (II)

оксид
Cr
(
II
):

1) взаимодействие с кислотами:

Cr0 + 2HCl = CrCl₂ + H₂O

CrO + 2H⁺ + Cr²⁺ + H₂O

2) с водой не реагирует

CrO + H₂O ¹>

3) взаимодействует с кислотными оксидами:

CrO + SO₃ = CrSO₄

Другой ученик характеризует химические свойства гидроксида Cr (II) -  нерастворимый в воде, слабый электролит.
1) разложение при нагревании:

Cr(OH)₂ = CrO + H₂O
2) взаимодействие с кислотами – реакция нейтрализация:

Cr(OH)₂ + 2HCl = CrCl₂ + 2H₂O

Cr(OH)₂ + 2H⁺ = Cr²⁺ + 2H₂O
3) учитель добавляет, что при окислении гидроксидов Ме(ОН)₂ получается амфотерные гидроксиды Ме(ОН)₃ :

4Сr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Cr(OH)₃

        

б) Далее учащиеся переходят к изучению свойств соединений хрома (III)

        

1) оксид Сr(III) – амфотерный оксид – тугоплавкое вещество зеленого цвета, применяемое под названием зеленого крона, для приготовления клеевой и масляной красок. При сплавлении с силикатами оксид хрома (III) окрашивает их в зеленый цвет и поэтому служит для окраски стекла и фарфора. Оксид Cr(III) входит также в состав полирующих средств. Учитель вызывает к доске ученика, который дает определение амфотерным оксидам и пишет на доске уравнения:
1) взаимодействие со щелочью:

Сr₂O₃ + 2NaOH =^{CПЛАВЛЕНИЕ}= 2NaCrO₂ + H₂O

                                                   ^{ХРОМИТ Na}       

         2) взаимодействие с кислотами:

Cr₂O₃ + 3H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Cr₂O₃ + 6H⁺ = 2Cr³⁺ + 3H₂O
Свойства гидроксида Сr(III) будем изучать, делая л/о №36 (учебник, стр.173), заполняя в тетрадь следующую таблицу:

ЧТО ДЕЛАЛИ	ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ	УРАВНЕНИЯ	ВЫВОД
1) получаем гидроксид Сr(III) действуя на сульфат Cr(III) щелочью Na	Выпадение синеватого осадка (серо-зеленого)	Cr2(SO4)3 + 6KOH = 2Cr(OH)3¯ + 3K2SO4 Cr3+ + 3OH- = Cr(OH)3¯	Нерастворимые основания получают реакцией обмена между щелочью и растворимой солью переходного ХЭ.
2) Осадок гидроксида Cr(III) делим на две пробирки и изучает его свойства а) к I-й пробирке прибавляем по каплям соляную кислоту. б) во II-ю пробирку по каплям добавляем раствор щелочи натрия.	Осадок растворился Образование изумрудно-зеленого раствора	Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3 [Cr(OH)6] Гексагидроксохромит Na Cr(OH)3 + 3OH- = [Cr(OH)6]3-	Гидроксид Cr(III) – амфотерный гидроксид, т.к. взаимодействует и с кислотой и со щелочью с образованием соли.

в) Изучаем соединения соединений Cr(VI).

Оксид
Cr(
VI) – кислотный оксид.

(Учитель вызывает ученика к доске и просит записать на доске уравнения реакций, характеризующие химические свойства данного оксида
1) взаимодействие с водой :

CrO₃ + H₂O = H₂CrO₄  - хромовая кислота существует только в растворе,
2) взаимодействие со щелочами:

CrO₃ + 2NaOH  = Na₂CrO₄ + H₂O

                              хромат Na

CrO₃ + 2OH^-  = CrO₄ + H₂O
3) взаимодействие с основными оксидами:

 CrO₃ + Na₂O  = Na₂CrO₄

                            хромат Na

Далее изучаем гидроксиды Cr(VI)

1. H₂CrO₄  - хромовая кислота

    H₂Cr₂O₇  - двухромовая кислота,

Которые существуют только в водном растворе и при попытках выделить их из раствора распадаются на оксид Cr(VI) и воду; но соли их достаточно стойки. Соли хромовой кислоты называются хроматами, а двухромовой – дихроматами. Почти все хроматы имеют желтую окраску (демонстрирует заранее приготовленные склянки с растворами солей). Некоторые из них применяются в качестве красок (например: хромат свинца (II) – желтый крон; служит для приготовления желтой масляной краски).

         При подкислении какого-нибудь хромата чисто-желтая окраска раствора сменяется на оранжевую,  вследствие перехода ионов CrO₄^2- в ионы Cr₂O₇^2-. Реакция превращения хромата в дихромат выражается уравнением: 
2CrO₄^2- + 2H⁺  « Cr₂O₇^2- + H₂O

                             оранжевый

Реакция обратима. Это значит, что при растворении дихромата в воде всегда образуется некоторое, хотя и незначительное, количество ионов H⁺  и  CrO₄^2-,

Поэтому раствор дихромата имеет кислую реакцию. Если к раствору дихромата прибавить щелочь, то гидроксид ионы будут связывать находящиеся в растворе катионы водорода  равновесие смещается влево и в результате дихромат превращается в хромат. Таким образом в присутствии избытка гидроксид ионов в растворе практически существуют только CrO₄² , т.е. хромат, а при избытке катионов H⁺   - ионы  Cr₂O₇^2- , т.е. дихромат.
Cr₂O₇^2- + 2OH^-  « 2CrO₄^2- + H₂O

Соединения Cr(VI) – сильные окислители. Об окислительных свойствах этих соединений мы поговорим на следующих уроках.

         Учитель задает Д/з:

1) выучить записи;

2) § 29.4 письменно №1,3,4,7,8

3) повторить гидролиз солей.

        
         Если позволяет время урока, то можно вспомнить гидролиз солей и провести л/о №37, стр.174 учебника.

Описание гидролиза	Сульфат Cr(III) Cr2(SO4)3 « 2Cr3 + 3SO42-	Карбонат Na Na2CO3 « 2Na + CO32-
1) Каким основанием и какой кислотой образована соль.	Соль образована: Cr(OH)3 –  слабый электролит H2SO4 – сильный электролит	NaOH – сильный электролит H2CO3 – слабый электролит
2) По катиону или аниону идет гидролиз.	Гидролиз идет по катиону Cr3+	Гидролиз идет по аниону CO32-
3) Какая будет среда.	Среда кислая [H+] > [OH-] pH < 7	Среда щелочная [OH-] > [H+] pH > 7
4)  Уравнение гидролиза	I ступень: Cr3+ + HOH « CrOH2+ + H+ Cr2(SO4)3 + 2H2O « 2CrOHSO4 + H2SO4 II ступень: CrOH2+ + HOH « Cr(OH)+2 +  H+   2CrOHSO4 + 2HOH « (Cr(OH)2)2SO4 + H2SO4 III ступень: Cr(OH)+2 +  HOH « Cr(OH)3¯ + H+   (Cr(OH)2)2SO4 + 2HOH « Cr(OH)3¯ + H2SO4	I ступень: CO32- + HOH « HCO3- + OH- Na2CO3 + HOH « NaHCO3 + NaOH II ступень: HCO3- + HOH « H2CO3 + OH- NaHCO3 + HOH « H2CO3 + NaOH

         При смешении двух растворов они будут взаимно способствовать смещению равновесия в обеих реакциях гидролиза в сторону продуктов: гидроксид ионы и ионы водорода связываются в слабый электролит – воду.

Окончательное уравнение реакции совместного гидролиза:

                                                                                                    ä CO₂­        

Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃ + 6H₂O = 2Cr(OH)₃¯ + 3Na₂SO₄ + 3H₂CO₃

æ     H₂O

Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃ + 6H₂O = 2Cr(OH)₃¯ + 3Na₂SO₄ + 3CO₂­ + 3H₂O
или
Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃  = 3Na₂SO₄ + Cr₂(CO₃)₃
Рассмотрим гидролиз Cr₂(CO₃)₃, т.к. эта соль в воде не существует, она в воде разлагается, т.е. гидролизуется:
а) по катиону

Cr³⁺ + HOH « CrOH²⁺ + H⁺

CrOH⁺ + HOH « Cr(OH)⁺₂ + H⁺

Cr(OH)⁺₂ + HOH « Cr(OH)⁺₃¯ + H⁺
б) по аниону

CO₃^2- + HOH « HCO₃^- + OH^-

                                       ä CO₂­    

HCO₃^1- + HOH « H₂CO₃ + OH^-

                                     æ H₂O

HCO₃^1- + HOH « H₂O + CO₂ + OH^-
Суммируем эти два уравнения реакций:
Cr₂(SO₄)₃ + 3 Na₂CO₃ + 6H₂O = 2Cr(OH)₃¯ + 3Na₂SO₄ + 3CO₂­ + 3H₂O