Химия cro: Оксид хрома(II) — это… Что такое Оксид хрома(II)?

Содержание

Хром, железо и медь, подготовка к ЕГЭ по химии

Хром

Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова "хром" берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.

Хром элемент

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 - амфотерные, +6 - кислотные.

Степени окисления хрома и его свойства

В природе хром встречается в виде следующих соединений.

  • Fe(CrO2)2 - хромистый железняк, хромит
  • (Mg, Fe)Cr2O4 - магнохромит
  • (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4 - алюмохромит
Природные соединения хрома

Получение

В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из его оксида.

Fe(CrO2)2 + C = Fe + Cr + CO

Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr

Химические свойства

  • Реакции с неметаллами
  • Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома III - Cr2O3 - происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.

    Cr + O2 = (t) Cr2O3

    Cr + S = (t) Cr2S3

    Cr + N2 = (t) CrN

    Cr + C = Cr2C3

    Оксид хрома III
  • Реакция с водой
  • Протекает в раскаленном состоянии.

    Cr + H2O = (t) Cr(OH)3 + H2

  • Реакции с кислотами
  • Cr + HCl = CrCl2 + H2

    Хлорид хрома II

    Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2

    С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.

    Cr + H2SO4 = (t) Cr2(SO4)3 + SO2↑ + H2O

  • Реакции с солями менее активных металлов
  • Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.

    Cr + CuSO4 = CrSO4 + Cu

Соединения хрома II

Соединение хрома II носят основный характер. Оксид хрома II окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы - оксида хрома III, реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Оксид хрома II

CrO + O2 = Cr2O3

CrO + H2SO4 = CrSO4 + H2O

CrO + SO3 = CrSO4

Гидроксид хрома II, как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Гидроксид хрома II

Cr(OH)2 = (t) CrO + H2O

Cr(OH)2 + HCl = CrCl2 + H2O

Cr(OH)2 + SO3 = CrSO4 + H2O

Соединения хрома III

Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома III гидроксид хрома III.

Оксид и гидроксид хрома III

Оксид хрома III реагирует как с растворами щелочей, образуя комплексные соли, так и с кислотами.

Cr2O3 + Ba(OH)2 = Ba(CrO2)2 + H2O (прокаливание, хромит бария)

Cr2O3 + NaOH + H2O = Na3[Cr(OH)6] (нет прокаливания - в водном растворе, гексагидроксохромат натрия)

Cr

2O3 + HCl = CrCl3 + H2O (сохраняем степень окисления)

Хлорид хрома III

Оксид хрома III реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).

Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr

При окислении соединение хрома III получают соединения хрома VI (в щелочной среде).

K3[Cr(OH)6] + H2O2 = K2CrO4 + KOH + H2O

Cr2O3 + 8NaOH + O2 = (t) Na2CrO4 + H2O

Соединения хрома VI

В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома VI - CrO3, и две кислоты, находящиеся в растворе в состоянии равновесия: хромовая - H2CrO4 и дихромовая кислоты - H

2Cr2O7.

Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают раствор в желтый цвет, а дихроматы - в оранжевый цвет.

Хроматы желтые, дихроматы оранжевые

Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.

Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O

Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый - образуется хромат.

Na2Cr2O7 + NaOH = Na2CrO4 + H2O

Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название "вулканчик" :)

(NH4)2Cr2O7 = (t) Cr2O3 + N2↑ + H2O

Дихроматный вулканчик

В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.

K2Cr2O7 + HCl = CrCl3 + KCl + Cl2↑ + H2O

Железо

Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.

Железо

Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.

Степени окисления железа и его свойства

В природе железо встречается в виде следующих соединений:

  • Fe2O3 - красный железняк, гематит
  • Fe3O4 - магнитный железняк, магнетит
  • Fe2O3*H2O - бурый железняк, лимонит
  • FeS2 - пирит, серый или железный колчедан
  • FeCO3 - сидерит
Природные соединения железа

Получение

Получают железо восстановлением из его оксида - руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.

CO + Fe2O3 = Fe + CO2

H2 + Fe2O3 = Fe + H2O

Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.

Чугун и сталь

Химические свойства

  • Реакции с неметаллами
  • Fe + S = FeS (t > 700°C)

    Fe + S = FeS2 (t

    Fe + O2 = Fe3O4 (при горении железа образуется железная окалина - Fe3O4 - смесь двух оксидов FeO*Fe2O3)

    При нагревании железо взаимодействует с галогенами, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими.

    Fe + Cl2 = (t) FeCl3

    Fe + P = (t) FeP

    Fe + C = (t) Fe3C

    Fe + Si = (t) FeSi

    Хлорид железа III
  • Реакции с кислотами
  • Железо активнее водорода, способно вытеснить его из кислот.

    Fe + HCl = FeCl2 + H2

    На воздухе железо покрывается пленкой оксида, из-за чего пассивируется во многих реакциях, в том числе с концентрированными холодными серной и азотной кислотами.

    Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2

    Реакция с концентрированными кислотами идет только при нагревании. В холодных серной и азотной кислотах железо пассивируется.

    Пассивирование железа в холодной концентрированной азотной кислоте

    Fe + H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2↑ + H2O

  • Реакции с солями
  • Железо способно вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее железа.

    CuCl2 + Fe = FeCl2 + Cu

  • Восстановительные свойства
  • Железо способно восстанавливать соединения железа III до II.

    Fe + Fe2O3 = (t) FeO

    Fe + FeCl3 = (t) FeCl2

Соединения железа II проявляют основные свойства. Реагируют c кислотами. При разложении гидроксид железа II распадается на соответствующий оксид и воду.

FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O

Fe(OH)2 + HCl = FeCl2 + H2O

Fe(OH)2 = (t) FeO + H2O

Гидроксид железа II

При хранении на открытом воздухе соли железа II приобретают коричневый цвет из-за окисления до железа III.

FeCl2 + H2O + O2 = Fe(OH)Cl2

Качественной реакцией на ионы Fe2+ в растворе является реакция с красной кровяной солью - K3[Fe(CN)6] - гексацианоферратом III калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl2 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + KCl

Качественной реакцией на ионы Fe2+ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок зеленого цвета.

FeCl2 + NaOH = Fe(OH)2 + NaCl

Соединения железа III проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа III реагирует и с кислотами, и с щелочами.

Fe(OH)3 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + H2O

Fe(OH)3 + KOH = K3[Fe(OH)6] (гексагидроксоферрат калия)

При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.

Fe(OH)3 + KOH = (t) KFeO2 + H2O

Гидроксид железа III - ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании легко распадается на воду и соответствующий оксид.

Гидроксид железа III - ржавчина

Fe + H2O + O2 = Fe(OH)3

Fe(OH)3 = (t) Fe2O3 + H2O

Качественной реакцией на ионы Fe3+ является взаимодействие с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6]. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + KCl

Реакция хлорида железа III с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко красного цвета.

FeCl3 + KCNS = Fe(CNS)3 + KCl

Реакция железа III с роданидом калия

И еще одна качественная реакция на ионы Fe3+ - взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок бурого цвета.

FeCl3 + NaOH = Fe(OH)3 + NaCl

Соединения железа VI - ферраты - соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными окислительными свойствами.

Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)3 в щелочи.

Fe + KOH + H2O = (электролиз) K2FeO4 + H2

Fe(OH)3 + Cl2 + KOH = K2FeO4 + KCl + H2O

Феррат калия
Медь

Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.

Медь

Основные степени окисления меди +1, +2.

Степени окисления меди и ее свойства

Медь встречается в самородном виде и в виде соединений, наиболее известные из которых:

  • CuFeS2 - медный колчедан, халькопирит
  • Cu2S - халькозин
  • Cu2CO3(OH)2 - малахит
Природные соединения меди

Получение

Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.

CuFeS2 + O2 = Cu2S + FeS + SO2

Cu2S + O2 = Cu2O + SO2

Cu2O + Cu2S = Cu + SO2

Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди более активными металлами, например - железом.

CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4

Реакция железа и медного купороса

Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.

CuSO4 + H2O = Cu + O2 + H2SO4 (медь - на катоде, кислород - на аноде)

Химические свойства

  • Реакции с неметаллами
  • Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.

    Cu + CO2 + H2O + O2 = (CuOH)2CO3

    При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.

    4Cu + O2 = (t) 2Cu2O (при недостатке кислорода)

    2Cu + O2 = (t) 2CuO (в избытке кислорода)

    Оксид меди II

    Cu + Se = (t) Cu2Se

    Cu + S = (t) Cu2S

  • Реакции с кислотами
  • Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной - реакция идет.

    Cu + H2SO4(конц.) = (t) CuSO4 + SO2↑ + H2O

    Cu + HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O

    Cu + HNO3(разб.) = Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O

    Реакция меди и азотной кислоты

    Реагирует с царской водкой - смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO3 к 3 объемам HCl.

    Cu + HCl + HNO3 = CuCl2 + NO + H2O

  • С оксидами неметаллов
  • Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.

    Cu + SO2 = (t) CuO + S

    Cu + NO2 = (t) CuO + N2

    Cu + NO = (t) CuO + N2

Соединения меди I

В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди I можно получить путем восстановления соединений меди II.

CuCl2 + Cu = CuCl

CuO + Cu = Cu2O

Оксид меди I можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.

Cu2O + CO = (t) Cu + CO2

Cu2O + Al = (t) Cu + Al2O3

Cu2O + H2 = (t) Cu + H2O

Оксид меди I окисляется кислородом до оксида меди II.

Cu2O + O2 = (t) CuO

Оксид меди I вступает в реакции с кислотами.

Cu2O + HCl = CuCl + H2O

Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.

CuOH → Cu2O + H2O

Соединения меди II

Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)2. Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.

Оксид меди II получают в реакциях термического разложения гидроксида меди II, реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.

Cu(OH)2 = (t) CuO + H2O

Cu + O2 = (t) CuO

Химические свойства

Гидроксид меди II - Cu(OH)2 - получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.

Гидроксид меди II

CuSO4 + KOH = K2SO4 + Cu(OH)2

  • Разложение
  • При нагревании гидроксид меди II, как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду.

    Cu(OH)2 = (t) CuO + H2O

  • Реакции с кислотами
  • Cu(OH)2 + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

    Cu(OH)2 + HCl = CuCl2 + H2O

  • Реакции с щелочами
  • Как сказано выше, гидроксид меди II носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства. В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс.

    Cu(OH)2 + LiOH = Li2[Cu(OH)4]

  • Реакции с кислотными оксидами
  • Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O (дигидроксокарбонат меди II - (CuOH)2CO3)

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Хром — общая характеристика элемента, химические свойства хрома и его соединений

Хром — элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром— твёрдый металл голубовато-белого цвета.

Химические свойства хрома

При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.

4Cr + 3O2  –  →2Cr2O3

2Cr + 3Cl2  –→  2CrCl3

2Cr + N2  –→  2CrN

2Cr + 3S   –→  Cr2S3

В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H2SO4)

В отсутствии воздуха образуются соли Cr2+, а на воздухе – соли Cr3+.

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2­

2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H2­

Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассив-ность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей.

 Соединения хрома

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O

Соединения хрома (II) — сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl2 + 2HCl → 2CrCl3 + H2­

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Cr(OH)3 

Оксид хрома (III) Cr2O3 – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH)3  –→  Cr2O3 + 3H2O

4K2Cr2O7  –→  2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2­

(NH4)2Cr2O7  –→  Cr2O3 + N2­+ 4H2O­ (реакция «вулканчик»)

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O

Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2­

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

Cr2O3 + 4KOH + KClO3 → 2K2CrO4+ KCl + 2H2O

Гидроксид хрома (III) Сr(ОН)3 . Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид СrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо-голубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака.

Обладает амфотерными свойствами — растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 6H2O                                 Сr(ОН)3 + ЗН+ = Сr3+ + 3H2O

Cr(OH)3 + KOH → K[Cr(OH)4] ,                                                Сr(ОН)3 + ЗОН(конц.) = [Сr(ОН)6]3-

Cr(OH)3 + KOH → KCrO2+2H2O                                 Сr(ОН)3 + МОН = МСrO2(зел.) + 2Н2O       (300—400 °С, М = Li, Na)

Сr(ОН)3 →(120oCH2O) СrO(ОН) →(430-10000С –H2O) Cr2O3

2Сr(ОН)3 + 4NаОН(конц.) + ЗН2O2(конц.) =2Na2СrO4 + 8Н20

Получение: осаждение гидратом аммиака из раствора солей хрома(Ш):

Сr3+ + 3(NH3 Н2O) = Сr(ОН)3 + ЗNН4+

Cr2(SO4)3 + 6NaOH → 2Cr(OH)3 ↓+ 3Na2SO4 (в избытке щелочи — осадок растворяется)

Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия.

Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:

Zn + 2Cr+3Cl3 → 2Cr+2Cl2 + ZnCl2

2Cr+3Cl3 + 16NaOH + 3Br2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H2O + 2Na2Cr+6O4

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO3 — ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия и H2SO4(конц.).

K2CrO4 + H2SO4 → CrO3 + K2SO4 + H2O

K2Cr2O7 + H2SO4 → 2CrO3 + K2SO4 + H2O

CrO3 — кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO42-:

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:

2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K2Cr2O7 + 2KOH → 2K2CrO4 + H2O

Дихромат калия – окислитель в кислой среде:

К2Сr2O7 + 4H2SO4 + 3Na2SO3 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3NaNO2 = Cr2(SO4)3 + 3NaNO3 + K2SO4 + 4H2O

K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6KI = Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O

K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6FeSO4 = Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

 

Хромат калия К2 CrО4. Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая окраска раствора отвечает иону СrO42-), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К2Cr2O7. Окислитель (более слабый, чем К2Cr2O7). Вступает в реакции ионного обмена.

     Качественная реакция на ион  CrO42- — выпадение желтого осадка хромата бария, разлагающегося в сильнокислотной среде. Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, селективный окислитель, реактив в аналитической химии.

Уравнения важнейших реакций:

2K2CrO4+H2 SO4(30%)=K2Cr2O7 +K2SO4 +H2O

2K2CrO4(т)+16HCl(конц.,гор.) =2CrCl3+3Cl2↑+8H2O+4KCl

2K2CrO4+2H2O+3H2S=2Cr(OH)3↓+3S↓+4KOH

2K2CrO4+8H2O+3K2S=2K[Сr(ОН)6]+3S↓+4KOH

2K2CrO4+2AgNO3=KNO3+Ag2CrO4(красн.)

Качественная реакция:

К2СгO4 + ВаСl2 = 2КСl + ВаCrO4

2ВаСrO4(т)+ 2НСl (разб.) = ВаСr2O7(p)+ ВаС12 + Н2O

Получение: спекание хромита с поташом на воздухе:

4(Сr2Fe‖‖)O4 + 8К2CO3 + 7O2 = 8К2СrO4 + 2Fе2O3 + 8СO2 (1000 °С)

  

Дихромат калия K2Cr2O7 .  Оксосоль. Техническое название хромпик. Оранжево-красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде  (оранжевая окраска раствора отвечает иону Сr2O72- ). В щелочной среде образует К2CrO4 . Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.

     Качественные реакции — синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н2O2 , синее окрашивание водного раствора при действии атомарного водорода.

Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, компонент пиротехнических составов, реагент в аналитической химии, ингибитор коррозии металлов, в смеси с Н2SO4 (конц.) — для мытья химической посуды.

Уравнения важнейших реакций:

2Cr2O7=4K2CrO4+2Cr2O3+3O(500-600o C)

K2Cr2O7(т)+14HCl (конц) =2CrCl3+3Cl2↑+7H2O+2KCl  (кипячение)

K2Cr2O7(т)+2H2SO4(96%) ⇌2KHSO4+2CrO3+H2O   (“хромовая смесь”)

K2Cr2O7+KOH (конц ) =H2O+2K2CrO4

Cr2O72- +14H+ +6I=2Cr3+ +3I2↓+7H2O

Cr2O72- +2H+ +3SO2(г)=2Cr3+ +3SO42- +H2O

Cr2O72- +H2O +3H2S(г)=3S↓+2OH +2Cr2(OH)3

Cr2O72- (конц )+2Ag+(разб.) =Ag2Cr2O7 (т. красный)

Cr2O72- (разб.) +H2O +Pb2+=2H+ + 2PbCrO4 (красный)

K2Cr2O7(т) +6HCl+8H0(Zn)=2CrCl2(син)+7H2O+2KCl

     Получение: обработка К2СrO4  серной кислотой:

2СrO4 + Н2SO4 (30%) = К2Cr2O7 + К2SO4 + Н2O

Оксид хрома(VI) - это... Что такое Оксид хрома(VI)?

Хромовый ангидрид, сохраняемый герметично.

Окси́д хро́ма(VI) (трёхокись хрома, хромовый ангидрид), CrO3 — соединение хрома с кислородом, тёмно-красные кристаллы, хорошо растворимые в воде. Ангидрид хромовой и дихромовой кислот.

Свойства

Физические свойства

Чёрно-красные с фиолетовым оттенком кристаллы — пластины или иголки. Гигроскопичен, расплывается на воздухе.

tпл=196 °C, при атмосферном давлении разлагается ниже температуры кипения.

Плотность 2,8 г/см³; Растворимость в воде — 166 г/100 г (15 °C), 199 г/100 г (100 °C).

Химические свойства

CrO3 — кислотный оксид. При его растворении в воде образуется хромовая кислота (при недостатке CrO3):

CrO3 (недост.) + H2O → H2CrO4,

или дихромовая кислота (при избытке CrO3):

2CrO3 + H2O → H2Cr2O7.

При взаимодействии CrO3 со щелочами образуются хроматы:

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O.

При нагревании выше 250 °C разлагается с образованием оксида хрома(III) и кислорода:

4CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2↑.

Как и все соединения Cr(VI), CrO3 является сильным окислителем (восстанавливается до Cr2O3). Например этанол, ацетон и многие другие органические вещества самовоспламеняются или даже взрываются при контакте с ним (хотя некоторые справочники указывают «растворим в спирте и эфире»). Окисляет йод, серу, фосфор, уголь, например:

4CrO3 + 3S → 2Cr2O3 + 3SO2↑.

Получение

Получают действием H2SO4 на дихромат натрия Na2Cr2O7 (реже дихромат калия K2Cr2O7).

Na2Cr2O7 + H2SO4 → 2CrO3 + Na2SO4 + H2O

Применение

Используется для получения хрома электролизом, электролитического хромирования; хроматирования оцинкованных деталей, в качестве сильного окислителя, изредка в пиросоставах.

Применяют также, как окислитель в органической химии (в производстве изатина, индиго и т. д.).

В смеси с кизельгуром применяется для очистки ацетилена под названием «эпурит».

Растворы хромового ангидрида (или, чаще, дихромата калия) в серной кислоте широко используются в лабораторной практике для очистки посуды от органических загрязнений (хромовая смесь).

Токсичность

Оксид хрома(VI) очень ядовит, как и многие другие соединения шестивалентного хрома. Летальная доза для человека при попадании внутрь 0,1 г.

Техника безопасности

Хромовый ангидрид — весьма химически активное вещество, способен вызвать при соприкосновении с органическими веществами возгорания и взрывы. Воспламеняет бензин при комнатной температуре и используется в качестве воспламенителя топлива в ракетной технике. При попадании на кожу вызывает сильные раздражения, экземы и дерматиты, а также может спровоцировать развитие рака кожи. Даже при своевременном удалении с кожных покровов оставляет пятна коричневого цвета. Весьма опасно вдыхание паров хромового ангидрида, хотя он и малолетуч.

Для хранения его применяется стеклянная или пластиковая герметичная посуда, и исключение контакта с органическими веществами. Работа с ним требует применения спецодежды и средств индивидуальной защиты.

См. также

ЕГЭ. Правила составления окислительно-восстановительных реакций (хром)

7. Химические свойства соединений хрома с точки зрения изменения степеней окисления

Правило7.1. В зависимости от среды хроматы и дихроматы переходят друг в друга:

1. В кислой среде хроматы (желтого цвета) превращаются в дихроматы (оранжевого цвета):

2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

 

2. В щелочной среде дихроматы превращаются в хроматы:

K2Cr2O7 + 2KOH → 2K2CrO4 + H2O

В кислой среде без восстановителя выпадает осадок CrO3 (темно-красные кристаллы, растворимые в воде):

K2Cr2O7 + 2H2SO4(к) → 2CrO3 + 2KHSO4 + H2O

 

3. Термическое разложение дихромата калия также приводит к образованию хромата:

K2Cr2O7 → K2CrO4 + Cr2O3 + O2­

 

Правило 7.2. В реакциях соединний Cr+3 с избытком щелочи образуются гексагидроксохроматы(III):

Cr2(SO4)3 + 6KOH → 2Cr(OH)3 + 3K2SO4 или в избытке щелочи:

Cr2(SO4)3 + 12KOH → 2Na3[Cr(OH)6] + 3K2SO4

 

Правило7.3. Хроматы металлов являются  сильными окислителями, восстанавливаясь в реакциях до ст. ок. +3:

2K2CrO4 + 3H2S + 2H2O → 2Cr(OH)3 + 3S + 4KOH

2K2CrO4 + 3NaNO2 + 5H2O → 2Cr(OH)3 + 3NaNO3 + 4KOH

 

Правило 7.4. Дихроматы металлов также являются сильными окислителями, восстанавливаясь в реакциях также до ст. ок. +3:

Восстановление дихроматов до Cr+3 в кислой среде:

K2Cr2O7 + 14HCl(конц.) → 3Cl2­ + 2CrCl3 +2KCl + 7H2O

K2Cr2O7 + 14HI → 3I2 + 2CrI3 + 2KI + 7H2O

 

Na2Cr2O7 + 6NaI + 7H2SO4Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4Na2SO4 + 7H2O

K2Cr2O7 + 3KNO2 + 8HNO3 → 2Cr(NO3)3 + 5KNO3 + 4H2O

K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O

 

K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Na2Cr2O7 + 6CrCl2 + 14HCl → 8CrCl3 + 2NaCl + 7H2O

Na2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4Cr2(SO4)3 + 3S + Na2SO4 + 7H2O

K2Cr2O7 + 3Na2S + 7H2SO4Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 3Na2SO4 + 7H2O

K2Cr2O7 + 3(NH4)2S + 7H2SO4Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 3(NH4)2SO4 + 7H2O или

4K2Cr2O7 + 3(NH4)2S + 16H2SO4 → 4Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 3(NH4)2SO4 + 16H2O

K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

K2Cr2O7 + 3H2O2 + 4H2SO4Cr2(SO4)3 + 3O2­ + K2SO4 + 7H2O

4K2Cr2O7 + 3PH3 + 16H2SO4 → 4Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 3H3PO4 + 16H2O

K2Cr2O7 + NH3 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + N2­ + H2O

 

Если окислять нечего, то изменения степени окисления не происходит:

K2Cr2O7 + H2SO4(конц.) → 2CrO3 + K2SO4 + H2O

 

Восстановление дихроматов до Cr+3 в нейтральной среде:

K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2O → 2Cr(OH)3 + 3Na2SO4 + 2KOH

K2Cr2O7 + 3H2S + H2O → 2Cr(OH)3 + 3S + 2KOH

K2Cr2O7 + 3(NH4)2S + H2O → 2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3 + 2KOH

 

Восстановление дихроматов углеродом:

2K2Cr2O7 + 3С → 2Cr2O3 + 2K2CO3 + CO2­

 

Оксид хрома (VI) также является сильным окислителем:

2CrO3 + 3KNO2 + 3H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3KNO3 + 3H2O

 

Правило 7.5. Соединения Cr+3 (зеленого цвета) окисляются сильными окислителями в щелочной среде до хроматов с Cr+6 (желтого цвета):

2K3[Cr(OH)6] + 3Cl2 + 4KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O

 

2Cr(NO3)3 + O3 + 10KOH → 2K2CrO4 + 6KNO3 + 5H2O

Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 16KOH → 2K2CrO4 + 6K2MnO4 + 3K2SO4 + 8H2O

Cr2(SO4)3 + 3H2O2 + 10NaOH → 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 8H2O

Cr2(SO4)3 + 3Cl2 + 16KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 3K2SO4 + 8H2O

2CrCl3 + KClO3 + 10KOH → 2K2CrO4 + 7KCl + 5H2O

2NaCrO2 + 3H2O2 + 2NaOH → 2Na2CrO4 +

ЕГЭ. Цвета соединений

Цвета соединений, знание которых необходимо для сдачи ЕГЭ

1. Медь – мягкий пластичный металл розового цвета. Степени окисления: +1, +2.

Cu2O – кристаллическое, нерастворимое в воде вещество кирпично-красного цвета.

CuO – кристаллы чёрного цвета, практически нерастворимые в воде.

Cu(OH)2 – голубое аморфное или кристаллическое вещество; практически не растворимо в воде.

CuSO4 – кристаллическое вещество белого цвета, хорошо растворяется в воде. Из водных растворов кристаллизуется пентагидрат CuSO4·5H2O – медный купоро́с, кристаллы голубого цвета (при нагревании снова теряет воду и становится белым). Водный раствор CuSO4 также голубого цвета.

 

2. Цинк – металл голубовато-белого цвета, мягкий, хрупкий. Степень окисления: +2.

ZnO, Zn(OH)2, ZnS – белые твердые вещества, нерастворимые в воде.

 

3. Алюминий – легкий металл серебристо-белого цвета. Степень окисления: +3.

Al2O3, Al(OH)3 – белые твердые вещества, нерастворимые в воде.

AlPO4 - твёрдое, белое кристаллическое вещество, нерастворимое в воде.

 

4. Серебро – блестящий белый мягкий пластичный металл. Степень окисления: +1.

AgCl – белое твердое нерастворимое в воде вещество.

AgBr – светло-желтое твердое нерастворимое в воде вещество.

AgI – твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

Ag2O - твердое нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Ag3PO4 - твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

 

5. Железо – серебристо-серый мягкий ковкий металл. Степени окисления: +2, +3, +6.

FeO – твердое нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Fe(OH)2 – серо-зеленый осадок, студенистый осадок зеленого цвета. Не растворяется в воде.

Fe2O3, Fe(OH)3 – твердые красно-коричневые (бурые), нерастворимые в воде соединения.

Fe3O4 – твердое черное вещество. Не растворяется в воде.

FeCl3 – раствор желтого цвета.

 

6. Сера – желтое нерастворимое в воде вещество. Степени окисления: -2, +4, +6.

SO2 – бесцветный газ с неприятным запахом; газ, образующийся в момент зажигания спички

H2SO4 – тяжелая бесцветная жидкость, растворяется в воде с сильным разогреванием раствора.

 

7. Хром - твёрдый металл голубовато-белого цвета.

CrO - твердое вещество ченого цвета.

Cr2O3 - твердое вещество темно-зеленого цвета.

CrO3 - твердое вещество красного цвета.

Na2Cr2O7 и другие дихроматы - соединения оранжевого цвета.

Na2CrO4 и другие хроматы - соединения желтого цвета.

Cr2(SO4)3 - в растворе сине-фиолетового цвета (кислотная среда).

K3[Cr(OH)6] - в растворе зеленого цвета (щелочная среда).

 

8. Марганец - металл серебристо-белого цвета.

MnO2 - твердое нерастворимое в воде вещество бурого цвета.

Mn(OH)2 - белый осадок.

KMnO4 - пурпурные кристаллы, растворяется в воде с образованием фиолетового раствора.

K2MnO4 - растворимая соль темно-зеленого цвета.

Mn(NO3)2, MnCl2, MnBr2 и некоторые другие соли Mn+2 - как правило, розовые растворимые в воде соединения.

 

9. Фосфор - неметалл. Основные модификации: белый, красный и черный фосфор.

Ag3PO4 - твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

AlPO4 - твердое нерастворимое в воде вещество белого цвета.

Li3PO4 - твердое нерастворимое в воде вещество белого цвета.

Ba3(PO4)2 - осадок белого цвета

 

10. Свинец -  ковкий, тяжёлый металл серебристо-белого цвета.

PbS - осадок черного цвета.

PbSO4 - осадок белого цвета.

PbI2 – осадок ярко-желтого цвета.

 

11. Соединения бария:

BaSO4 – белый осадок нерастворимый в кислотах

BaSO3 – белый осадок растворимый в кислотах

Ba3(PO4)2 - осадок белого цвета

BaCrO4 - осадок желтого цвета

 

12. Другие соединения:

CaCO3 – осадок белого цвета

NH3 – аммиак, бесцветный газ с резким запахом

CO2 – газ тяжелее воздуха, без цвета и запаха, играющий важную роль в процессе фотосинтеза.

NO2 – газ бурого цвета (лисий хвост)

H2SiO3 – бесцветный студенистый осадок

Окисление хромовой кислотой - Chemistry LibreTexts

Одним из реагентов, обычно используемых для окисления в органической химии, является хромовая кислота. После расшифровки этот реагент легко использовать. Тем не менее, существует огромное количество различных способов, которыми учебники (и преподаватели) показывают его использование в реакции.

Хромовая кислота, \ (H_2CrO_4 \), является сильной кислотой и реагентом для окисления спиртов до кетонов и карбоновых кислот.По причинам, главным образом, связанным с безопасностью и удобством, хромовая кислота, как правило, производится в реакционном сосуде по мере необходимости (путем добавления кислоты к источнику хрома), а не из бутылки.

Вот где начинаются проблемы. Выбор источника хрома для производства \ (H_2CrO_4 \) очень похож на выбор любимой марки бутилированной воды. Если не считать упаковки, они практически все одинаковые. Однако в зависимости от того, какой у вас учебник или инструктор, вы можете увидеть несколько разных способов сделать это, и это может сбивать с толку.

Ключевым моментом является то, что \ (Na_2CrO_4 \) (хромат натрия), \ (Na_2Cr_2O_7 \) (дихромат натрия), \ (KCrO_4 \) (хромат калия), \ (K_2Cr_2O_7 \) (дихромат калия) и \ (CrO_3 \) (триоксид хрома) похожи в одном решающем отношении: когда они объединяются с водной кислотой, каждый из них образует \ (H_2CrO_4 \), и, в конечном итоге, именно \ (H_2CrO_4 \) участвует в важной химии. К сожалению, я редко вижу объяснение этого момента в учебниках. Помню, это вызывало у меня некоторое замешательство, когда я проходил курс.Присутствующие ионы K или Na - просто зрители.

После образования \ (H_2CrO_4 \) его реакции довольно просты: он превращает первичные спирты (и альдегиды) в карбоновые кислоты, а вторичные спирты в кетоны.

Это достигается за счет добавления кислорода спирта к хрому, что делает его хорошей уходящей группой; основание (наиболее вероятная причина - вода) может затем удалить протон из углерода, образуя новую π-связь и разрывая связь O-Cr.

Из-за своей высокой токсичности хромовая кислота, как правило, очень мало используется в лаборатории органической химии за пределами студенческих лабораторий, и для проведения этих преобразований доступно гораздо больше полезных реагентов.

,

Хромовая кислота, h3CrO4 - Master Organic Chemistry

H 2 CrO 4 (Хромовая кислота, также известная как протонированная форма K 2 Cr 2 O 7 / Na 2 Cr5 O 7 / K 2 CrO 4 / Na 2 CrO 4 ) В качестве реагента в органической химии

В явной пробке для Руководства по реагентам, каждую пятницу в обозримом будущем здесь I будет профилировать другой реагент, который обычно встречается в Org 1 / Org 2.

Хромовая кислота (H 2 CrO 4 ) эквивалентна K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 (среди других комбинаций)

всех реагентов Я сталкиваюсь в качестве репетитора по органической химии, я не уверен, что есть такой, который заставляет меня рвать волосы больше, чем хромовая кислота. У меня не так много волос, поэтому я не говорю это легкомысленно.

Дело не в том, что это особо хитрый реагент. На самом деле, после расшифровки это довольно просто.

Сложность в том, что учебники (и инструкторы) по-разному используют его в реакции.

Вот в чем дело: Хромовая кислота, H 2 CrO 4 , - сильная кислота и реагент для окисления спиртов до кетонов и карбоновых кислот. По довольно банальным причинам, главным образом из-за безопасности и удобства, хромовая кислота, как правило, производится в реакционном сосуде по мере необходимости (путем добавления кислоты к источнику хрома), а не из бутылки.

И вот тут-то и начинаются проблемы. Выбор источника хрома для производства H 2 CrO 4 очень похож на выбор любимой марки бутилированной воды. Если не считать упаковки, они практически все одинаковые. Однако в зависимости от того, какой у вас учебник или инструктор, вы можете увидеть несколько разных способов сделать это, и это может сбивать с толку.

Ключевым моментом является то, что Na 2 CrO 4 (хромат натрия), Na 2 Cr 2 O 7 (дихромат натрия), K 2 CrO 4 (хромат калия), K 2 Cr 2 O 7 (дихромат калия) и CrO 3 (триоксид хрома) схожи в одном решающем отношении: в сочетании с водной кислотой каждый из них образует H 2 CrO 4 , и, в конечном итоге, именно H 2 CrO 4 выполняет важную химию.К сожалению, я редко вижу объяснение этого момента в учебниках. Помню, это вызывало у меня некоторое замешательство, когда я проходил курс. Присутствующие ионы K или Na - просто зрители.

H 2 CrO 4 В качестве реагента для окисления спиртов

После образования H 2 CrO 4 его реакции довольно просты: он превращает первичные спирты (и альдегиды) в карбоновые кислоты и вторичные спирты к кетонам.

Окисление первичных спиртов до карбоновых кислот с помощью хромовой кислоты: как это работает

Это происходит за счет добавления кислорода спирта к хрому, что делает его хорошей уходящей группой; основание (наиболее вероятной причиной является вода) может затем удалить протон из углерода, образуя новую π-связь и разрывая связь O-Cr.

Хотел бы я вам сказать, что преодоление этой путаницы в конечном итоге полезно из-за огромной полезности H 2 CrO 4 в качестве реагента. Фактически, из-за своей высокой токсичности хромовая кислота, как правило, очень мало используется в лаборатории органической химии за пределами студенческих лабораторий. Есть гораздо более полезные реагенты для проведения этих превращений.

П.С. Вы можете прочитать о химии хромовой кислоты и более чем 80 других реагентах в бакалавриате по органической химии в руководстве по реагентам для органической химии, доступном здесь в виде загружаемого PDF-файла .


(Advanced) Ссылки и дополнительная литература

Основными окислителями, используемыми для этого преобразования, являются Cr (VI) и Mn (VII), как показано ниже. В первых двух ссылках используется KMnO 4 .

  1. Синтез модельного депсипептидного сегмента лузопептинов (BBM 928), сильнодействующих противоопухолевых и антиретровирусных антибиотиков
    Марко А. Чуфолини и Шанкар Сваминатан
    Tetrahedron Letters Volume 30, Issue 23,

    73 1989-30
    DOI:
    10.1016 / S0040-4039 (00) 99393-6
    Стадия f в синтезе ( Схема 1 ) представляет собой окисление первичного спирта до карбоновой кислоты с использованием KMnO 4 .

  2. Стереоконтролируемое добавление к эквиваленту пенальдовой кислоты: асимметричный -β-гидрокси-L-глутаминовая кислота
    Филип Гарнер
    Tetrahedron Letters Том 25, выпуск 51, 1984 , 5855-5858 9000
    DOI : 10.1016 / S0040-4039 (01) 81703-2
    Заключительная стадия ( г , 6 -> 7) в синтезе в этой статье - это окисление первичного спирта до карбоновой кислоты с использованием KMnO 4 .Окисление Джонса, в котором используется хромовая кислота (CrO 3 в H 2 SO 4 ), является распространенным методом окисления первичных спиртов до карбоновых кислот. Недостатком, конечно же, является производство стехиометрических количеств хромовых отходов.
  3. Исследования ацетиленовых соединений. Часть XIV. Исследование реакций легкодоступного этинилэтиленового спирта, пент-2-ен-4-ин-1-ола
    Сэр Ян Хейлброн, Э. Р. Х. Джонс и Ф. Сондхаймер
    J.Химреагент Soc., 1947, 1586-1590
    DOI:
    10.1039 / JR9470001586
  4. Улучшенная процедура окисления алкинолов до алкиновых кислот
    C. Holland and N. W. Gilman
    Synth. Commun. 1974 , 4 , 203-210
    DOI: 10.1080 / 00397917408062073
  5. Полезные процедуры окисления спиртов с участием дихромата пиридиния в апротонных средах
    E.J. Кори, Грег Шмидт
    Tetrahedron Letters Том 20, выпуск 5, 1979 , 399-402
    DOI : 10.1016 / S0040-4039 (01) 93515-4
    Нобелевский лауреат профессор Э. Дж. Кори (Гарвард) показывает, что PDC (дихромат пиридиния) в ДМФА может использоваться для окисления первичных спиртов до карбоновых кислот.
.

Reagent Friday: PCC (Pyridinium Chlorochromate)

Pyridinium Chlorochromate (PCC), полезный окислитель для спиртов в органической химии

В явной пробке для Руководства по реагентам каждую пятницу я профилирую различные реагенты, которые обычно встречаются в Org 1 / Org 2. Только что вышла версия 1.2 с множеством исправлений и новым индексом страниц.

Для чего он используется: PCC - это более мягкая версия хромовой кислоты.По сути, он окисляет спирты на одну ступень лестницы окисления: от первичных спиртов до альдегидов и от вторичных спиртов до кетонов . В отличие от хромовой кислоты PCC не окисляет альдегиды до карбоновых кислот.

Подобно или то же самое, что и: CrO 3 и пиридин (реагент Коллинза) также окисляют первичные спирты до альдегидов.

Окисление первичных спиртов до альдегидов хлорхроматом пиридиния (PCC) и окисление вторичных спиртов до кетонов

Вот два примера действия PCC.Если вы добавите один эквивалент PCC к любому из этих спиртов, вы получите окисленную версию. Побочные продукты (выделены серым цветом) - это Cr (IV), а также гидрохлорид пиридиния.

Нужно быть осторожным с количеством воды, присутствующей в реакции. Если присутствует вода, она может добавляться к альдегиду, чтобы получить гидрат, который, если бы он присутствовал, мог быть дополнительно окислен вторым эквивалентом ОКК. Это не проблема кетонов, поскольку не существует H, непосредственно связанного с C.

Механизм окисления первичных спиртов до альдегидов хлорхроматом пиридиния

Как это работает? Подобные реакции окисления на самом деле являются реакцией отщепления.Мы переходим от одинарной связи углерод-кислород к двойной связи углерод-кислород. [См .: Демистификация окисления спирта] Реакция элиминирования может происходить, потому что мы помещаем хорошую уходящую группу на кислород, а именно хром, который будет вытеснен, когда соседняя связь C-H будет разорвана основанием.

Первый шаг - это воздействие кислорода на хром с образованием связи Cr-O. Во-вторых, протон на (теперь положительном) ОН передается одному из атомов кислорода хрома, возможно, через посредство соли пиридини.Затем хлорид-ион замещается в реакции, напоминающей реакцию 1,2-элиминирования, с образованием так называемого хроматного эфира .

Двойная связь C-O образуется, когда основание удаляет протон на углероде, соседнем с кислородом. [в сторону: я нарисовал основу как Cl (-), хотя, безусловно, есть и другие виды, которые также могут действовать здесь как основания (например, спирт). Здесь также возможно использовать пиридин в качестве основания, хотя в этих кислых условиях будут присутствовать только очень низкие концентрации депротонированной формы.] Электроны из связи CH движутся, чтобы сформировать связь CO, и в процессе разрывают связь O-Cr, и Cr (VI) становится Cr (IV) в процессе (обозначено здесь как O = Cr (OH) 2) ,

Примечания из реальной жизни : Если вы в конечном итоге используете PCC в лаборатории, не забудьте добавить молекулярные сита или целит или другое твердое вещество на дно колбы, потому что в противном случае вы получите неприятную коричневую смолу, которая является настоящая большая боль, чтобы убрать. Токсичность и беспорядок, связанные с хромом (как это популяризовала эта женщина), стимулировали разработку других альтернатив, таких как TPAP, IBX, DMP и множество других полезных реагентов, о которых вы обычно не узнаете до аспирантуры.

П.С. Вы можете прочитать о химии PCC и более чем 80 других реагентах в бакалавриате по органической химии в «Руководстве по реагентам для органической химии», доступном здесь в виде загружаемого PDF-файла .


(Advanced) Ссылки и дополнительная литература

  1. Хлорхромат пиридини. Эффективный реагент для окисления первичных и вторичных спиртов до карбонильных соединений
    E.J. Кори, Дж. Уильям Саггс
    Tetrahedron Letters Том 16, выпуск 31, 1975 г., страницы 2647-2650
    DOI:
    10.1016 / S0040-4039 (00) 75204-X
    Оригинальная статья лауреата Нобелевской премии профессора Э. Дж. Кори об использовании хлорхромата пиридиния в качестве мягкого окислительного реагента в органическом синтезе.
  2. История открытия PCC была довольно случайной, как объяснил профессор Саггс в этом сообщении в блоге: https://blogs.sciencemag.org/pipeline/archives/2005/10/11/the_old_stuff#comment-2123
  3. Хлорхромат пиридиния: универсальный окислитель в органическом синтезе
    Piancatelli, A. Scettri, M.Д’Аурия
    Синтез 1982 ; 1982 (4): 245-258
    DOI:
    10.1055 / s-1982-29766
    Обзор приложений PCC в органическом синтезе. Включает обсуждение механизма.
  4. Кинетика и механизм окисления спиртов хлорхроматом пиридиния
    Банерджи Калян К.
    Бюл. Химреагент Soc. Япон. 1978 , 51 (9), 2732
    DOI: 10.1246 / bcsj.51.2732
    Хорошее исследование механизма окисления PCC, включающее вероятный механизм реакции.
  5. Стехиометрия окисления первичных спиртов хлорхроматом пиридиния. Доказательства двухэлектронного изменения
    Герберт К. Браун, К. Гунду Рао и Сурендра У. Кулькарни
    The Journal of Organic Chemistry 1979 44 (15), 2809-2810
    DOI : 1021 / jo01329a051
    В этой статье Нобелевский лауреат Х.К. Браун доказывает, что окисление PCC включает перенос 2 электронов от Cr к подложке. Следовательно, не нужно использовать избыток PCC - 1 эквивалент работает нормально.
  6. СИНТЕЗ 1,2: 4,5-ДИ-О-ИЗОПРОПИЛИДЕН-D-эритро-2,3-ГЕКСОДИУЛО-2,6-ПИРАНОЗЫ. ВЫСОКОЭНАНТИОСЕЛЕКТИВНЫЙ КЕТОНОВЫЙ КАТАЛИЗАТОР ДЛЯ ЭПОКСИДАЦИИ
    Yong Tu, Michael Frohn, Zhi-Xian Wang и Yian Shi
    Org. Synth. 2003 80 , 1
    DOI:
    10.15227 / orgsyn.080.0001
    В этой испытанной методике из Organic Syntheses используется PCC для изготовления хирального кетонового катализатора для асимметричного эпоксидирования, известного как «эпоксидирование Ши» по имени его создателя, профессора Яна Ши (штат Колорадо).

.

Уравновешивание окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным методом

У вас есть уравнение окислительно-восстановительного потенциала, которое вы не знаете, как сбалансировать? Помимо простой балансировки рассматриваемого уравнения, эти программы также предоставят вам подробный обзор всего процесса балансировки с помощью выбранного вами метода.

  1. Ионно-электронный метод (также называемый методом полуреакции)
  2. Метод изменения окислительного числа
  3. Метод агрегатных окислительно-восстановительных видов (или метод ARS) - Новое в periodni.com [1]

ионно-электронным методом

В ионно-электронном методе (также называемом методом полуреакции) окислительно-восстановительное уравнение разделено на два полууравнения - одно для окисления, а второе для восстановления. Каждую из этих полуреакций уравновешивают отдельно, а затем объединяют для получения сбалансированного окислительно-восстановительного уравнения.


Введите уравнение химической реакции и нажмите «Отправить» (например: mn2 ++ bio3- + h + = mno4- + bi3 +).

Правила набора уравнений
  • Пробелы не имеют значения, например Cu SO 4 равен CuSO4
  • Все типы круглых скобок верны, например K3 [Fe (CN) 6]
  • Чтобы ввести виды заряда, просто введите их как есть, например Hg2 +, Hg22 + или Hg2 ^ 2 +
  • Чтобы ввести знак уравнения, вы можете использовать символы «=», «->» или «→».
  • Уравнение можно писать строчными буквами. Если элементы в химической формуле правильно написаны с заглавной буквы, преобразователь смарт-корпуса оставит их так, как вы ввели.

Почему необходимо сбалансировать химические уравнения?

Сбалансированное химическое уравнение точно описывает количества реагентов и продуктов в химических реакциях. Закон сохранения массы гласит, что масса не создается и не разрушается в ходе обычной химической реакции.Это означает, что химическое уравнение должно иметь одинаковое количество атомов каждого элемента с обеих сторон уравнения. Также сумма зарядов на одной стороне уравнения должна быть равна сумме зарядов на другой стороне. Когда эти два условия выполняются, уравнение считается сбалансированным.

Руководство по уравновешиванию окислительно-восстановительных уравнений
  • Шаг 1. Запишите несбалансированное уравнение
  • Шаг 2. Разделите окислительно-восстановительную реакцию на половину реакции.
    • а) Назначьте степени окисления для каждого атома
    • б) Определите и запишите все окислительно-восстановительные пары в реакции
    • .
    • c) Объединить эти окислительно-восстановительные пары в две полуреакции
  • Шаг 3.Сбалансируйте атомы в каждой половине реакции
    • а) Уравновесить все остальные атомы, кроме Н и О
    • б) Уравновесить атомы кислорода с H 2 O
    • c) Уравновесить атомы водорода с помощью H +
    • d) В базовой среде добавьте по одному OH - с каждой стороны на каждые H +
    • .
  • Шаг 4. Уравновесить расходы с помощью e -
  • Шаг 5: Сделайте усиление электронов эквивалентным потере электронов в полуреакциях
  • Шаг 6: сложите половину реакции
  • Шаг 7: Упростите уравнение
  • Наконец, убедитесь, что элементы и заряды сбалансированы.
Пример уравнения окислительно-восстановительного потенциала
Ионное уравнение против молекулярного вида

Когда уравнение записано в молекулярной форме, программа будет иметь проблемы с балансировкой атомов в полуреакциях (шаг 3.). Этого можно избежать, записав уравнение в ионной форме.

Разные решения
  • KSCN + 4I 2 + 4H 2 O → KHSO 4 + 7HI + ICN
  • SCN - + 5I 2 + 4H 2 O → HSO 4 - + 8I - + CN - + 2I + + 7H +
,

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *