В индивидуальной исследовательской работе по химии на тему "Коллекция соединений хрома" учащийся 11 класса изучил строение и свойства соединений хрома, а также выбрал методику получения соединений хрома, создал эскизы коллекции соединений хрома и получил хлорид хрома (II) и гидроксид хрома (II).

В процессе научно-исследовательской работы по химии на тему «Коллекция соединений хрома» обучающийся 11 класса получил соединения хрома и поместил их в коллекцию "Соединения хрома", а также создал интерактивный тренажер с выбранными заданиями ЕГЭ, получил хромовый ангидрид и хромовую кислоту.

Подробнее о работе:

В ходе работы над индивидуальным исследовательским проектом по химии на тему «Коллекция соединений хрома» ученик 11 кдасса сделал выводы о том, что созданные им сборник и интерактивный тренажер помогут студентам устранить пробелы в изучении темы "Соединения хрома", а также закрепить знания, подготовиться к самостоятельной, контрольной или тестовой работе, получить необходимую теоретическую информацию по предмету.

Оглавление

Введение
1. Литературный обзор
1.1 Хром
1.2 Соединения хрома
2. Практическая часть
2.1 Эскизы коллекции соединений хрома
2.2 Получение хлорида хрома (II)
2.3 Получение гидроксида хрома (II)
2.4 Получение оксида хрома (III)
2.5 Получение хромового ангидрида
2.6 Получение хромовой кислоты
2.7 Интерактивный тренажер
Заключение
Источники информации

Соединения хрома широко распространены в природе, известны своим разнообразием цветов и свойств. Хром элемент шестой группы, побочной подгруппы. Он образует устойчивые соединения в степенях окисления +2,+3,+6. Его соединения могут проявлять как окислительные так и восстановительные, как кислотные так и основные свойства. Кроме того, все соединения хрома обладают разнообразной окраской, что обусловлено природой этого элемента. И конечно знания этой темы проверяется в ЕГЭ, как на базовом, так и на повышенном уровне.

Проблема в том, что слабое усвоение данной темы приводит к снижению результатов по ЕГЭ в целом так как соединения хрома могут быть использованы для большинства заданий.
Поэтому цель моей исследовательской работы создание коллекции соединений хрома и презентации с подборкой заданий ЕГЭ.

Для достижений цели необходимо решить следующие задачи.

1. Изучить строение и свойства соединений хрома.
2. Создать эскиз коллекции «Соединения хрома».
3. Подобрать методики, для получения соединений хрома.
4. Получить соединения хрома и разместить в коллекции.
5. Создать интерактивный тренажер с подборкой заданий ЕГЭ

Предполагается, что данная коллекция и презентация помогут учащимся более глубоко изучить химию хрома и успешно сдать ЕГЭ.

Название «хром» произошло от греч. χρῶμα — цвет, краска — из-за разнообразия окраски соединений этого вещества.

Хром открыт во Франции в 1797 году химиком Л. Н. Вокленом, который выделил новый тугоплавкий металл с примесью карбидов. Он прокалил зелёный оксид хрома Cr2O3 с углём, а сам оксид получил разложением «Сибирского красного свинца» — минерала крокоита PbCrO4, добытого на Среднем Урале, в Березовском золоторудном месторождении, и впервые упомянутого в труде М.В. Ломоносова «Первые основания металлургии» (1763 год), как красная свинцовая руда.

Современный способ получения чистого хрома изобретён в 1894 году, он отличается от способа Воклена только видом восстановителя. В 20-х годах XX века разработан процесс электролитического покрытия железа хромом. [1]

Хром – твердый металл голубовато-белого цвета. Очень чистый хром поддается механической обработке. В природе встречается в чистом виде и широко применяется в различных отраслях науки, техники и производства. Чаще всего хром применяется, как компонент сплавов, которые используются при изготовлении медицинского или химического технологического оборудования и приборов. [2]

Электронная конфигурация хрома в основном состоянии:
+24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↑↓
3s ↑↓ 3p ↑↓ ↑↓ ↑↓ 4s ↑ 3d ↑ ↑ ↑ ↑ ↑

Примечательно, что у атома хрома уже в основном энергетическом состоянии происходит провал (проскок) электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.[2]
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 пассивность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей. [3]
Хром встречается в природе в основном в виде хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромит железа). Из него получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом):
Феррохром применяют для производства легированных сталей.

Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:

1. сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе:
2. растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа;
3. переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат:
4. получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата натрия углём:
5. с помощью алюминотермии получают металлический хром:
6. с помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты.

При этом на катодах совершаются в основном 3 процесса:

• восстановление шестивалентного хрома до трёхвалентного с переходом его в раствор;
• разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода;
• разряд ионов, содержащих шестивалентный хром, с осаждением металлического хрома.[1]

Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr2+ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr3+ или дихроматов цинком в кислой среде («водородом в момент выделения»). Растворы солей хрома () имею ярко-синюю окраску, которая на воздухе мгновенно изменяется на серо-фиолетовую или зеленую вследствие окисления до хрома. Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.[1]
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 хрoма(III), Cr2O3 (сесквиоксид хрома, хромовая зелень, эсколаит[1]) — очень твёрдый тугоплавкий порошок зелёного цвета. Температура плавления 2435 °C, кипения ок. 4000 °C. Плотность 5,21 г/см³ (из иностранных источников 5,23 г/см³). Нерастворим в воде. По твердости близок к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств. [1]
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 = МСrO2(зел.)+2Н2O (300—400 °С, М = Li, Na)
Сr(ОН)3 →(120oC –H2O) 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:
4К2Cr2O7=4K2CrO4+2Cr2O3+3O2 (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:
2К2СrO4 + Н2SO4 (30%) = К2Cr2O7 + К2SO4 + Н2O
Соединения хрома применяются в качестве адсорбента для очистки углеводородов от кислорода, служат пигментом лаков и красок, используются в качестве окислителя в органическом синтезе, протравы при крашении, компонентов состава для спичек, ингибиторов коррозии металлов и сплавов.[4]

Соединения хрома (II)

Соединения хрома (III)

Соединения хрома (VI)

Методика - К раствору дихромата калия добавить соляной кислоты и цинк. Хром будет постепенно восстанавливаться до хром(3+), затем хром(2+).

Zn+2HCl=2H+ZnCl2
K2Cr2O7+3Zn+14HCl=2CrCl3+2KCl+3ZnCl2+7H2O
Zn+2CrCl3=ZnCl2+2CrCl2

Результат:

Вывод: Реакция длилась долго но временем удалось получить голубоватый осадок. Его отфильтровал, высушил. Данная методика оказалась длительной на мой взгляд не очень удачной.

Получение хлорида хрома (II) восстановлением атомарным водородом

Методика - К раствору хлорида хрома (III) добавить цинк и соляную кислоту
1. Zn+2HCl=2H+ZnCl2
2. 2CrCl3 + 2H=2 CrCl2 +2HCl

Результат:

Вывод: В результате получили ярко-синий раствор Хлорида хрома 2

Методика - К раствору хлорида хрома (II) добавить гидроксид калия
CrCl2 + 2KOH= 2КCl +Cr (OH)2

Результат:

Вывод: в итоге выпадет осадок серо-голубого цвета гидроксида хрома (II). К сожалению подходящую методику для получения оксид хрома 2 пока не нашел.

Методика - К дихромату аммония добавить 3 капли этилового спирта и поджечь
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O

Результат:

Вывод: получается темно-зеленое пористое вещество - это оксид хрома (III)

Методика - Приготовить насыщенный раствор бихромата калия, охладить добавлять концентрированную серную кислоту порциями. Отфильтровать водяным фильтром. Промыть концентрированной азотной кислотой чтобы очистить от остатков серной кислоты.
Na2Cr2O7 + H2SO4 → 2CrO3 + Na2SO4 + H2O

Вывод: В результате реакции появился алый порошок

Методика - К полученному оксиду хрома (VI), добавить воды образуется хромовая кислота.
CrO3 + H2O= H2CrO4

Результат:

Вывод: В результате реакции получил жёлтый раствор хромовой кислоты.

Коллекция соединений хрома продукт

Интерактивный тренажер состоит из трех разделов: задание №5 – классификация неорганических веществ (базовый уровень), задание №29- окислительно- восстановительные реакции, задание №31 - взаимосвязь неорганических веществ (повышенный уровень). На странице содержания учащийся выбирает задание.

Тренажер направляет его на теорию, которая кратко представлена на слайде, а также две ссылки на более подробную информацию в виде текста и в виде видео.

После рассмотрения теории тренажер учащегося направляет на коллекцию для определения цвета и агрегатного состояния изучаемых веществ, после этого нужно выполнить несколько тестовых заданий.

При неправильном выполнении учащегося направляют к исходному заданию. Если отвечает правильно, то тренажер направляет его коллекцию где необходимо определить цвет и агрегатное состояние вещества.

В результате мной были подобраны, откорректированы методики и получены пять не достающих соединений хром, собрана коллекция, создан интерактивный тренажер по теме «Соединение хрома», по подготовке к трем заданиям ЕГЭ в программе PowerPoint.

Данная коллекция и интерактивный тренажер, поможет обучающемся устранять пробелы при изучении темы «Соединения хрома», закрепить полученные знания, самостоятельно подготовится к контрольной или тестовой работе, определить уровень подготовки, оценивать свои результаты, получать необходимые теоретические сведения, подготовиться к сдаче государственных экзаменов по предмету. В ходе работы все поставленные цели были достигнуты.

1. Хром [Электронный ресурс]. – Режим доступа: Хром — Википедия – Загл. с экрана.
2. Химия хрома [Электронный ресурс]. – Режим доступа: Хром. Химия хрома и его соединений – Загл. с экрана.
3. Хром-общая характеристика элемента [Электронный ресурс]. – Режим доступа: Хром — общая характеристика элемента, химические свойства хрома и его соединений» – Загл. с экрана.
4. Применение хрома и его соединений [Электронный ресурс].- Режим доступа: IV. Химия элементов-металлов – Загл. с экрана.
5. Хлорид хрома II [Электронный ресурс]. – Режим доступа: Хлорид хрома II – Загл. с экрана
6. Гидроксид хрома (III) [Электронный ресурс]. – Режим доступа: Гидроксид хрома III – Загл. с экрана
7. Хромовый ангидрид [Электронный ресурс]. – Режим доступа: Хромовый ангидрид – Загл. с экрана
8. Хромовая кислота [Электронный ресурс]. – Режим доступа: ХиМиК.ru - Хромовые кислоты - Большая Советская Энциклопедия – Загл. с экрана