Синий, зелёный, жёлтый, оранжевый — палитра хрома выдаёт степень окисления с первого взгляда.
Хром живёт в трёх степенях: +2 (неустойчива), +3 (самая прочная) и +6 (сильный окислитель). Характер оксида и гидроксида растёт с ростом СО — от оснóвного к кислотному.
| СО | Оксид | Гидроксид / форма | Характер | Роль в ОВР |
|---|---|---|---|---|
| +2 | CrO | Cr(OH)₂ (жёлт.) | оснóвный | сильный восстановитель |
| +3 | Cr₂O₃ | Cr(OH)₃ (серо-зел.) | амфотерный | и ок., и восст. |
| +6 | CrO₃ | H₂CrO₄ / H₂Cr₂O₇ | кислотный | сильный окислитель |
Та же логика, что у любого металла с переменной СО: низкая степень — оснóвный оксид, средняя — амфотерный, высшая — кислотный. У хрома видны все три сразу.
Степень +3 — самая устойчивая и самая «рабочая» на ЕГЭ. Cr(OH)3 и Cr2O3 амфотерны, соли Cr3+ гидролизуются по катиону.
Соль Cr3+ + раствор соды/сульфида → необратимый гидролиз: выпадает Cr(OH)3↓ и выделяется газ, а не «ожидаемая» соль Cr2(CO3)3 — её в растворе не существует.
В степени +6 хром существует в двух формах. Переход задаёт среда, степень окисления не меняется — это кислотно-основное равновесие, не ОВР.
2CrO₄2- + 2H+ ⇌ Cr₂O₇2- + H₂O
«Кислота оранжевит»: H+ → дихромат (оранжевый). Щёлочь → хромат (жёлтый). Цвет в задаче сразу подсказывает среду.
Дихромат-ион — мощный окислитель. В кислой среде восстанавливается до Cr3+: оранжевый раствор зеленеет. Полуреакция одна, а восстановителей — много.
Cr₂O₇2- + 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H₂O (принимает 6 электронов)
6 отданных = 6 принятых. Отсюда 6 KI и 3 I2. Остальные коэффициенты добиваются по калию, сере и водороду. Признак реакции — выделение бурого иода.
В обратную сторону: в щелочной среде сильный окислитель поднимает Cr3+ до жёлтого хромата CrO42- (зелёный раствор желтеет).
Cr6+ окисляет в кислой среде (→ Cr3+). Cr3+ окисляется до +6 в щелочной. У марганца KMnO4 наоборот сильнее всего окисляет в кислой. Держи обе картины раздельно.
Cr3+ —(окислитель, щёлочь)→ CrO₄2- ⇌(H+/OH-)⇌ Cr₂O₇2- —(восстановитель, кислота)→ Cr3+
Три перехода — и вся тема закрыта: (1) вверх Cr3+→Cr6+ в щёлочи, (2) равновесие хромат⇌дихромат по среде, (3) вниз Cr6+→Cr3+ в кислоте. Цвет раствора на каждом шаге подсказывает, где ты находишься.
Переход хромата в дихромат — окислительно-восстановительная реакция.
Степень окисления хрома в обоих ионах +6 и не меняется. Это обычное кислотно-основное равновесие: 2CrO₄2- + 2H+ ⇌ Cr₂O₇2- + H₂O. Кислота — оранжевый дихромат, щёлочь — жёлтый хромат.
Cr3+ окисляется до Cr6+ в любой среде.
Окисление Cr3+ идёт в щелочной среде и даёт хромат CrO₄2-: 2Cr(OH)₃ + 3H₂O₂ + 4NaOH → 2Na₂CrO₄ + 8H₂O. В кислой среде хром(III), наоборот, устойчив.
Cr(OH)₃ — обычное нерастворимое основание.
Он амфотерен: растворяется и в кислотах (→ соль Cr3+), и в щелочах (→ гидроксокомплекс Na₃[Cr(OH)₆] в растворе или хромит NaCrO₂ при сплавлении).
Все оксиды хрома ведут себя одинаково.
Характер меняется со степенью окисления: CrO (+2) — оснóвный, Cr₂O₃ (+3) — амфотерный, CrO₃ (+6) — кислотный, ему отвечают хромовые кислоты.
Это переход дихромат ⇌ хромат: Cr₂O₇2- (оранжевый) + 2OH- ⇌ 2CrO₄2- (жёлтый) + H₂O.
Степень окисления хрома всё время +6 — никакой ОВР здесь нет, только смещение равновесия средой. Цвет меняется, потому что меняется сам анион.
Ответь мысленно, потом раскрой карточку.
В оранжевый — образуется дихромат: 2CrO42- + 2H+ → Cr2O72- + H2O.
До Cr3+, принимая 6 электронов: Cr2O72- + 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O.
Растворится как амфотерный: Cr(OH)₃ + 3NaOH → Na₃[Cr(OH)₆] (гидроксокомплекс).
Нет — необратимый гидролиз: выпадет Cr(OH)3↓ и выделится CO2↑.
В щелочной, сильным окислителем (Br2, Cl2, H2O2) → жёлтый хромат CrO₄2-.
Cr+6→Cr+3 (6e-), S-2→S0 (2e-, ×3): K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3S↓ + K₂SO₄ + 7H₂O.
Орбита оценит уровень по каждой из 34 тем ЕГЭ и сама подберёт, что решать дальше. Первая диагностика — 12 задач, регистрация по логину, почту не спрашиваем.
Начать бесплатно