Занятие элективного курса "Хром и его соединения"

Цель: углубить знания учащихся по теме занятия.

Задачи:

• дать характеристику хрома как простого вещества;
• познакомить учащихся с соединениями хрома разной степени окисления;
• показать зависимость свойств соединений от степени окисления;
• показать окислительно – восстановительные свойства соединений хрома;
• продолжить формирование умений учащихся записывать уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде, составлять электронный баланс;
• продолжить формирование умений наблюдать химический эксперимент.

Форма занятия: лекция с элементами самостоятельной работы учащихся и наблюдением за химическим экспериментом.

Ход занятия

I. Повторение материала предыдущего занятия.

1. Ответить на вопросы и выполнить задания:

- Какие элементы относятся к подгруппе хрома?

- Написать электронные формулы атомов

- К какому типу элементов относятся?

- Какие степени окисления проявляют в соединениях?

- Как изменяется радиус атомов и энергия ионизации от хрома к вольфраму?

Можно предложить заполнить учащимся заполнить таблицу, используя табличные величины радиусов атомов, энергии ионизации и сделать выводы.

Образец таблицы:

2. Заслушать сообщение учащегося по теме «Элементы подгруппы хрома в природе, получение и применение».

II. Лекция.

План лекции:

1. Хром.
2. Соединения хрома. (2)

• Оксид хрома; (2)
• Гидроксид хрома. (2)

3. Соединения хрома. (3)

• Оксид хрома; (3)
• Гидроксид хрома. (3)

4. Соединения хрома (6)

• Оксид хрома; (6)
• Хромовая и дихромовая кислоты.

5. Зависимость свойств соединений хрома от степени окисления.
6. Окислительно – восстановительные свойства соединений хрома.

1. Хром.

Хром – это белый с голубоватым отливом блестящий металл, очень твердый (плотность 7, 2 г/см³), температура плавления 1890˚С.

Химические свойства: хром при обычных условиях неактивный металл. Это объясняется тем, что его поверхность покрыта оксидной пленкой (Сr₂О₃). При нагревании оксидная пленка разрушается, и хром реагирует с простыми веществами при высокой температуре:

• 4Сr +3О₂ = 2Сr₂О₃
• 2Сr + 3S = Сr₂S₃
• 2Сr + 3Cl₂ = 2СrСl₃

Задание: составить уравнения реакций хрома с азотом, фосфором, углеродом и кремнием; к одному из уравнений составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Взаимодействие хрома со сложными веществами:

При очень высокой температуре хром реагирует с водой:

• 2Сr + 3 Н₂О = Сr₂О₃ + 3Н₂↑

Задание: составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Хром реагирует с разбавленной серной и соляной кислотами:

• Сr + Н₂SО₄ = СrSО₄ + Н₂↑
• Сr + 2НСl= СrСl₂ + Н₂↑

Задание: составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Концентрированные серная соляная и азотная кислоты пассивируют хром.

2. Соединения хрома. (2)

1. Оксид хрома (2) - СrО – твердое ярко – красное вещество, типичный основной оксид (ему соответствует гидроксид хрома (2) - Сr(ОН)₂), не растворяется в воде, но растворяется в кислотах:

• СrО + 2НСl = СrСl₂ + Н₂О

Задание: составить уравнение реакции в молекулярном и ионном виде взаимодействия оксида хрома (2) с серной кислотой.

Оксид хрома (2) легко окисляется на воздухе:

• 4СrО+ О₂ = 2Сr₂О₃

Задание: составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Оксид хрома (2) образуется при окислении амальгамы хрома кислородом воздуха:

2Сr (амальгама) + О₂ = 2СrО

2. Гидроксид хрома (2) - Сr(ОН)₂ – вещество желтого цвета, плохо растворимо в воде, с ярко выраженным основным характером, поэтому взаимодействует с кислотами:

• Сr(ОН)₂ + Н₂SО₄ = СrSO₄ + 2Н₂О

Задание: составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде взаимодействия оксида хрома (2) с соляной кислотой.

Как и оксид хрома (2), гидроксид хрома (2) окисляется:

• 4 Сr(ОH)₂ + О₂ + 2Н₂О = 4Сr(ОН)₃

Задание: составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

Получить гидроксид хрома (2) можно при действии щелочей на соли хрома (2):

• CrCl₂ + 2KOH = Cr(OH)₂↓ + 2KCl

Задание: составить ионные уравнения.

3. Соединения хрома. (3)

1. Оксид хрома (3) - Сr₂О₃ – порошок темно – зеленого цвета, нерастворим в воде, тугоплавкий, по твёрдости близок к корунду (ему соответствует гидроксид хрома (3) – Сr(ОН)₃). Оксид хрома (3) имеет амфотерный характер, однако в кислотах и щелочах растворяется плохо. Реакции со щелочами идут при сплавлении:

• Сr₂О₃ + 2КОН = 2КСrО₂(хромит К) + Н₂О

Задание: составить уравнение реакции в молекулярном и ионном виде взаимодействия оксида хрома (3) с гидроксидом лития.

С концентрированными растворами кислот и щелочей взаимодействует с трудом:

• Сr₂О₃ + 6 КОН + 3Н₂О = 2К₃[Сr(ОН)₆]
• Сr₂О₃ + 6НСl = 2СrСl₃ + 3Н₂О

Задание: составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде взаимодействия оксида хрома (3) с конценрированной серной кислотой и концентрированным раствором гидроксида натрия.

Оксид хрома (3) может быть получен при разложении дихромата аммония:

• (NН₄)2Сr₂О₇ = N₂ + Сr₂О₃ +4Н₂О

2. Гидроксид хрома (3) Сr(ОН)₃ получают при действии щелочей на на растворы солей хрома (3):

• СrСl₃ +3КОН = Сr(ОН)₃↓ + 3КСl

Задание: составить ионные уравнения

Гидроксид хрома (3) представляет собой осадок серо – зеленого цвета, при получении которого, щелочь надо брать в недостатке. Полученный таким образом гидроксид хрома (3), в отличие от соответствующего оксида легко взаимодействует с кислотами и щелочами, т.е. проявляет амфотерные свойства:

• Сr(ОН)₃ + 3НNО₃ = Сr(NО₃)₃ + 3Н₂О
• Сr(ОН)₃ + 3КОН = К₃[Сr(ОН)6](гексагидроксохромит К)

Задание: составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде взаимодействия гидроксида хрома (3) с соляной кислотой и гидроксидом натрия.

При сплавлении Сr(ОН)₃ со щелочами получаются метахромиты и ортохромиты:

• Cr(OH)₃ + KOH = KCrO₂(метахромит К) + 2H₂O
• Cr(OH)₃ + KOH = K₃CrO₃(ортохромит К)+ 3H₂O

4. Соединения хрома. (6)

1. Оксид хрома (6) - СrО₃ – темно – красное кристаллическое вещество, хорошо растворимо в воде – типичный кислотный оксид. Этому оксиду соответствует две кислоты:

• СrО₃ + Н₂О = Н₂СrО₄ (хромовая кислота – образуется при избытке воды)
• СrО₃ + Н₂О =Н₂Сr₂О₇ (дихромовая кислота – образуется при большой концентрации оксида хрома (3)).

Оксид хрома (6) – очень сильный окислитель, поэтому энергично взаимодействует с органическими веществами:

• С₂Н₅ОН + 4СrО₃ = 2СО₂ + 2Сr₂О₃ + 3Н₂О

Окисляет также иод, серу, фосфор, уголь:

• 3S + 4CrO₃ = 3SO₂ + 2Cr₂O₃

Задание: составить уравнения химических реакций оксида хрома (6) с йодом, фосфором, углем; к одному из уравнений составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель

При нагревании до 250⁰С оксид хрома (6) разлагается:

• 4CrO₃ = 2Cr₂O₃ + 3O₂

Оксид хрома (6) можно получить при действии концентрированной серной кислоты на твердые хроматы и дихроматы:

• К₂Сr₂О₇ + Н₂SО₄ = К₂SО₄ + 2СrО₃ + Н₂О

2. Хромовая и дихромовая кислоты.

Хромовая и дихромовая кислоты существуют только в водных растворах, образуют устойчивые соли, соответственно хроматы и дихроматы. Хроматы и их растворы имеют желтую окраску, дихроматы – оранжевую.

Хромат - ионы СrО₄^2- и дихромат – ионы Сr2О₇^2- легко переходят друг в друга при изменении среды растворов

В кислой среде раствора хроматы переходят в дихроматы:

• 2К₂СrО₄ + Н₂SО₄ = К₂Сr₂О₇ + К₂SО₄ + Н₂О

В щелочной среде дихроматы переходят в хроматы:

• К₂Сr₂О₇ + 2КОН = 2К₂СrО₄ + Н₂О

При разбавлении дихромовая кислота переходит в хромовую кислоту:

• H₂Cr₂O₇ + H₂O = 2H₂CrO₄

5. Зависимость свойств соединений хрома от степени окисления.

6. Окислительно – восстановительные свойства соединений хрома.

Реакции в кислотной среде.

В кислотной среде соединения Сr⁺⁶ переходят в соединения Сr⁺³ под действием восстановителей: H₂S, SO₂, FeSO₄

• К₂Сr₂О₇ +3Н₂S +4Н₂SО₄ = 3S + Сr₂(SО₄)₃ + K₂SO₄+ 7Н₂О
• S^-2 – 2e → S⁰
• 2Cr⁺⁶ + 6e → 2Cr⁺³

Задание:

1. Уравнять уравнение реакции методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

• Na₂CrO₄ + K₂S + H₂SO₄ = S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

2. Дописать продукты реакции, уравнять уравнение методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

• K₂Cr₂O₇ + SO₂ + H₂SO₄ = ? +? +Н₂О

Реакции в щелочной среде.

В щелочной среде соединения хрома Сr⁺³ переходят в соединения Сr⁺⁶ под действием окислителей: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:

• 2KCrO₂ +3 Br2 +8NaOH =2Na₂CrO₄ + 2KBr +4NaBr + 4H₂O
• Cr⁺³ - 3e → Cr⁺⁶
• Br2⁰ +2e → 2Br^-

Задание:

Уравнять уравнение реакции методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

• NaCrO₂ + J₂ + NaOH = Na₂CrO₄ + NaJ + H₂O

Дописать продукты реакции, уравнять уравнение методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

• Cr(OH)₃ + Ag₂O + NaOH = Ag + ? + ?

Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степеней окисления в ряду: Cr⁺²→ Сr⁺³ → Сr⁺⁶. Соединения хрома (2) - сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (3). Соединения хрома (6) – сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (3). Соединения хрома (3) при взаимодействии с сильными восстановителями проявляют окислительные свойства, переходя в соединения хрома (2), а при взаимодействии с сильными окислителями проявляют восстановительные свойства, превращаясь в соединеня хрома (6)

К методике проведения лекции:

1. Для активизации познавательной деятельности учащихся и поддержания интереса, целесообразно в ходе лекции проводить демонстрационный эксперимент. В зависимости от возможностей учебной лаборатории можно демонстрировать учащимся следующие опыты:

• получении оксида хрома (2) и гидроксида хрома (2), доказательство их основных свойств;
• получение оксида хрома (3) и гидроксида хрома (3), доказательство их амфотерных свойств;
• получение оксида хрома (6) и растворение его в воде (получение хромовой и дихромовой кислот);
• переход хроматов в дихроматы, дихроматов в хроматы.

2. Задания самостоятельной работы можно дифференцировать с учетом реальных учебных возможностей учащихся.
3. Завершить лекцию можно выполнением следующих заданий: напишите уравнения химических реакций с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

• Cr→ CrCl₂→ Cr(OH)₂→ Cr(OH)₃→ Cr(NO₃)₃→ Cr₂O₃→ Cr
• Cr →Cr(NO₃)₃→ Cr(OH)₃→ K₃[Cr(OH)₆]→ Cr(OH)₃→ CrCl₃
• Cr₂(SO₄)₃→ Cr(OH)₃→ CrCl₃
• 

.III. Домашнее задание: доработать лекцию (дописать уравнения химических реакций)

Перечень рекомендуемой литературы:

1. Васильева З.Г. Лабораторные работы по общей и неорганической химии. -М.: «Химия», 1979 – 450 с.
2. Егоров А.С. Репетитор по химии. – Ростов-на-Дону: «Феникс», 2006.-765 с.
3. Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. - М., «Высшая школа», 1979. - 295 с.
4. Петров М.М. Неорганическая химия. – Ленинград: «Химия», 1989. – 543 с.
5. Ушкалова В.Н. Химия: конкурсные задания и ответы. - М.: «Просвещение», 2000. – 223 с.