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

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.

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

В природе хром встречается в виде следующих соединений.

• Fe(CrO₂)₂ — хромистый железняк, хромит
• (Mg, Fe)Cr₂O₄ — магнохромит
• (Fe, Mg)(Cr, Al)₂O₄ — алюмохромит

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 — Cr

2O₃ — происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.

Cr + O₂ = (t) Cr₂O₃

Cr + S = (t) Cr₂S₃

Cr + N₂ = (t) CrN

Cr + C = Cr₂C₃


• Реакция с водой

Протекает в раскаленном состоянии.

Cr + H₂O = (t) Cr(OH)₃ + H₂↑

• Реакции с кислотами

Cr + HCl = CrCl₂ + H₂↑



Cr + H₂SO_4(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.

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.

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 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)

Cr₂O₃ + HCl = CrCl

3 + H₂O (сохраняем степень окисления)

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 — CrO

3, и две кислоты, находящиеся в растворе в состоянии равновесия: хромовая — H₂CrO₄ и дихромовая кислоты — H₂Cr₂O₇.

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 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

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.

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

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

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.

Химические свойства

• Реакции с неметаллами

Fe + S = FeS (t > 700°C)

Fe + S = FeS

2 (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


• 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 + H₂SO_4(разб.) = FeSO₄ + H₂↑

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



Fe + H₂SO_4(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

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.

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

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

Медь

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

Основные степени окисления меди +1, +2.

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

• CuFeS₂ — медный колчедан, халькопирит
• Cu₂S — халькозин
• Cu₂CO₃(OH)₂ — малахит

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

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)



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 + H₂SO_4(конц.) = (t) CuSO₄ + SO₂↑ + H₂O

Cu + HNO_3(конц.) = Cu(NO₃)₂ + NO₂↑ + H₂O

Cu + HNO_3(разб.) = Cu(NO₃)₂ + NO↑ + H₂O



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.

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  –^t°  →2Cr₂O₃

2Cr + 3Cl₂  –^t°→  2CrCl₃

2Cr + N₂  –^t°→  2CrN

2Cr + 3S   –^t°→  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  –^t°→  Cr₂O₃ + 3H₂O

4K₂Cr₂O₇  –^t°→  2Cr₂O₃ + 4K₂CrO₄ + 3O₂­

(NH₄)₂Cr₂O₇  –^t°→  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 = МСrO_2(зел.) + 2Н₂O       (300—400 °С, М = Li, Na)

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

2Сr(ОН)₃ + 4NаОН_(конц.) + ЗН₂O_2(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 CrO₄^2-:

CrO₃ + 2KOH → K₂CrO₄ + H₂O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr₂O₇^2-:

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 СrO₄^2-), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К₂Cr₂O₇. Окислитель (более слабый, чем К₂Cr₂O₇). Вступает в реакции ионного обмена.

     Качественная реакция на ион  CrO₄^2- — 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 SO_4(30%)=K₂Cr₂O₇ +K₂SO₄ +H₂O

2K₂CrO_4(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+Ag₂CrO_{4(красн.)}↓

Качественная реакция:

К₂СгO₄ + ВаСl₂ = 2КСl + ВаCrO₄↓

2ВаСrO₄(т)+ 2НСl _(разб.) = ВаСr₂O_7(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 Сr₂O₇^2- ). 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:

4К₂Cr₂O₇=4K₂CrO₄+2Cr₂O₃+3O₂  (500-600^o C)

K₂Cr₂O_7(т)+14HCl _(конц) =2CrCl₃+3Cl₂↑+7H₂O+2KCl  (кипячение)

K₂Cr₂O_7(т)+2H₂SO_4(96%) ⇌2KHSO₄+2CrO₃+H₂O   (“хромовая смесь”)

K₂Cr₂O₇+KOH _{(конц )} =H₂O+2K₂CrO₄

Cr₂O₇^2- +14H⁺ +6I^— =2Cr³⁺ +3I₂↓+7H₂O

Cr₂O₇^2- +2H⁺ +3SO_2(г)=2Cr³⁺ +3SO₄^2- +H₂O

Cr₂O₇^2- +H₂O +3H₂S_(г)=3S↓+2OH^— +2Cr₂(OH)₃↓

Cr₂O₇^2- _{(конц )}+2Ag⁺_(разб.) =Ag₂Cr₂O_{7 (т. красный)}↓

Cr₂O₇^2- _(разб.) +H₂O +Pb²⁺=2H⁺ + 2PbCrO_{4 (красный)}↓

K₂Cr₂O_7(т) +6HCl+8H⁰(Zn)=2CrCl_2(син)+7H₂O+2KCl

     Получение: обработка К₂СrO₄  серной кислотой:

2К₂СrO₄ + Н₂SO_{4 (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.

t_пл=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):

CrO_{3 (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 + 7H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + 4Na₂SO₄ + 7H₂O

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

K₂Cr₂O₇ + 3K₂SO₃ + 4H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 4H₂O

 

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

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

Na₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3S + Na₂SO₄ + 7H₂O

K₂Cr₂O₇ + 3Na₂S + 7H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3S + K₂SO₄ + 3Na₂SO₄ + 7H₂O

K₂Cr₂O₇ + 3(NH₄)₂S + 7H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3S + K₂SO₄ + 3(NH₄)₂SO₄ + 7H₂O или

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

K₂Cr₂O₇ + 3SO₂ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

K₂Cr₂O₇ + 3H₂O₂ + 4H₂SO₄ → Cr₂(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 ⁺

,