Diese Seite befasst sich mit einigen Aspekten der Chromchemie, die für das UK A-Niveau (und seine Äquivalente) erforderlich sind. Es umfasst: Reaktionen von Chrom (III) - Ionen in Lösung (zusammengefasst an anderer Stelle auf der Baustelle), die Umwandlung der verschiedenen Oxidationsstufen von Chrom, das Chromat (VI) - Dichromat (VI) - Gleichgewicht und die Verwendung von Dichromat (VI) - Ionen Ein Oxidationsmittel (einschließlich Titrationen). Der erste Teil dieser Seite ist eine Zusammenfassung der Reaktionen von Chrom (III) - Ionen in Lösung. Sie finden Links zu anderen Seiten, auf die diese Reaktionen ausführlicher eingegangen werden. Sie sind sehr unwahrscheinlich, dass alles auf dieser Seite brauchen. Überprüfen Sie Ihre Lehrplan und Vergangenheit Papiere, um herauszufinden, was genau Sie wissen müssen. Reaktionen von Chrom (III) - Ionen in Lösung Das einfachste Ion, das sich Chrom in Lösung bildet, ist das Hexaaquachrom (III) - Ion Cr (H 2 O) 6 3. Hinweis: Wenn Sie arent glücklich über komplexe Ionen (einschließlich der Art, wie sie verbunden sind und benannt), würde es Ihnen bezahlen, um diesen Link zu folgen und erkunden Sie die ersten paar Seiten im komplexen Ionen-Menü, bevor Sie fortfahren. Verwenden Sie die BACK-Taste in Ihrem Browser, um zu dieser Seite zurückzukehren. Die Acidität der Hexaaqua-Ionen Gemeinsam mit den anderen 3 Ionen ist das Hexaaquachrom (III) - Ion ziemlich sauer - mit einem pH-Wert für typische Lösungen im 2 - 3-Bereich. Das Ion reagiert mit Wassermolekülen in der Lösung. Ein Wasserstoffion geht von einem der Ligandenwassermoleküle aus: Das Komplexion wirkt als Säure, indem es ein Wasserstoffion an Wassermoleküle in der Lösung abgibt. Das Wasser wirkt selbstverständlich als Base, indem es das Wasserstoffion annimmt. Wegen der verwirrenden Anwesenheit von Wasser aus zwei verschiedenen Quellen (die Liganden und die Lösung) ist es einfacher, dies zu vereinfachen: Denken Sie jedoch daran, dass das Wasserstoffion nicht nur von dem komplexen Ion fällt. Es wird durch ein Wassermolekül in der Lösung abgezogen. Immer, wenn Sie quotH (aq) zu schreiben, was Sie wirklich bedeuten, ist ein Hydroxonium-Ion, H 3 O. Hinweis: Sie finden die vollen Gründe für die Säure von Hexaaqua-Ionen, wenn Sie diesem Link folgen. Sie müssen nur den Anfang dieser Seite zu lesen, die auf die Erklärung der Säure des Hexaaquairon (III) - Ion konzentriert. Gleiches gilt für das chromhaltige Ion. Verwenden Sie die BACK-Taste in Ihrem Browser, um zu dieser Seite zurückzukehren. Ligandaustauschreaktionen mit Chlorid - oder Sulfat-Ionen Das Hexaaquachrom (III) - Ion ist eine schwierig zu beschreibende, violett-blaugraue Farbe. Wenn es jedoch während einer Reaktion in einem Reagenzglas erzeugt wird, ist es oft grün. Wir beschreiben fast immer das grüne Ion als Cr 3 (aq) - was das Hexaaquachrom (III) - Ion andeutet. Das ist eigentlich eine Über-Vereinfachung. Was passiert, ist, dass eines oder mehrere der Liganden-Wassermoleküle durch ein negatives Ion in der Lösung ersetzt werden - typischerweise Sulfat oder Chlorid. Austausch des Wassers durch Sulfat-Ionen Sie können dies einfach durch Erwärmen einiger Chrom (III) - sulfat-Lösung zu tun. Eines der Wassermoleküle wird durch ein Sulfat-Ion ersetzt. Beachten Sie die Änderung der Ladung auf dem Ion. Zwei der positiven Ladungen werden durch das Vorhandensein der beiden negativen Ladungen auf dem Sulfat-Ion aufgehoben. Austauschen des Wassers durch Chloridionen In Gegenwart von Chloridionen (z. B. mit Chrom (III) - chlorid) ist die am häufigsten beobachtete Farbe grün. Dies geschieht, wenn zwei der Wassermoleküle durch Chloridionen ersetzt werden, um das Tetraaquadichlorochrom (III) - Ion Cr (H 2 O) 4 Cl 2 zu ergeben. Erneut bemerken Sie, dass das Ersetzen von Wassermolekülen durch Chloridionen die Ladung des Ions ändert. Hinweis: Sie finden eine umfangreiche Diskussion von Ligand-Austausch-Reaktionen, wenn Sie diesen Link folgen. Verwenden Sie die BACK-Taste in Ihrem Browser, um zu dieser Seite zurückzukehren. Reaktionen von Hexaaquachrom (III) - Ionen mit Hydroxidionen Hydroxidionen (zB aus Natronlauge) entfernen Wasserstoffionen aus den an das Chromion gebundenen Wasserliganden. Sobald ein Wasserstoff-Ion von drei der Wassermoleküle entfernt wurde, bleibt ein Komplex ohne Ladung übrig - ein neutraler Komplex. Dieses ist in Wasser unlöslich und bildet einen Niederschlag. Hinweis: Die Farbcodierung soll zeigen, dass dies keine Ligandaustauschreaktion ist. Die Sauerstoffs, die ursprünglich an das Chrom gebunden waren, sind noch im neutralen Komplex gebunden. Aber der Prozess stoppt nicht dort. Mehr Wasserstoffionen werden entfernt, um Ionen wie Cr (H 2 O) 2 (OH) 4 - und Cr (OH) 6 3- zu ergeben. Der Niederschlag löst sich auf, weil diese Ionen in Wasser löslich sind. Im Reagenzglas sind die Farbänderungen: Verwenden Sie die BACK-Taste Ihres Browsers, um zu dieser Seite zurückzukehren. Reaktionen von Hexaaquachrom (III) - Ionen mit Ammoniaklösung Das Ammoniak wirkt sowohl als Base als auch als Ligand. Mit einer kleinen Menge an Ammoniak werden die Wasserstoffionen genau wie im Hydroxid-Ion-Fall vom Hexaaqua-Ion abgezogen, um den gleichen neutralen Komplex zu erhalten. Dieser Niederschlag löst sich in gewissem Ausmaß, wenn man einen Überschuss an Ammoniak (vor allem, wenn es konzentriert ist). Das Ammoniak ersetzt Wasser als Ligand zu Hexaamminchrom (III) - Ionen. Anmerkung: Sie fragen sich vielleicht, warum diese zweite Gleichung ausgehend von dem ursprünglichen Hexaaqua-Ion statt des neutralen Komplexes gegeben wird. Die Erklärung, warum der Niederschlag wieder auflöst, ist recht kompliziert. Die Erläuterung finden Sie auf der Seite über die Reaktionen zwischen Hexaaqua-Ionen und Ammoniaklösung in vollem Umfang (wenn auch mit Verweis auf den entsprechenden Kupferfall). Verwenden Sie die BACK-Taste in Ihrem Browser, um zu dieser Seite zurückzukehren. Die Farbveränderungen sind: Reaktionen von Hexaaquachromium (III) - Ionen mit Carbonationen Wenn Sie einer Lösung von Hexaaquachrom (III) - Ionen Natronlauge zugeben, so erhalten Sie genau den gleichen Niederschlag, als ob Sie Natronlauge oder Ammoniaklösung zugegeben haben. Diesmal sind es die Carbonationen, die Wasserstoffionen aus dem Hexaaqua-Ion entfernen und den neutralen Komplex erzeugen. Abhängig von den Anteilen von Carbonationen zu Hexaaqua-Ionen erhalten Sie entweder gebildete Hydrogencarbonat-Ionen oder Kohlendioxid-Gas aus der Reaktion zwischen den Wasserstoffionen und Carbonationen. Die meist zitierte Gleichung zeigt die Bildung von Kohlendioxid. Abgesehen von dem Kohlendioxid gibt es bei dieser Reaktion nichts Neues: Anmerkung: Die Reaktionen zwischen Hexaaqua-Ionen und Carbonationen finden Sie, wenn Sie diesem Link folgen. Verwenden Sie die BACK-Taste in Ihrem Browser, um zu dieser Seite zurückzukehren. Die Oxidation von Chrom (III) zu Chrom (VI) Ein Überschuss von Natronlauge wird zu einer Lösung der Hexaaquachrom (III) - Ionen gegeben, um eine Lösung von grünen Hexahydroxochromat (III) - Ionen zu erzeugen. Dieses wird dann durch Erwärmen mit Wasserstoffperoxidlösung oxidiert. Sie erhalten schließlich eine hellgelbe Lösung mit Chromat (VI) - Ionen. Die Gleichung für die Oxidationsstufe ist: Anmerkung: Obwohl es immer noch ein komplexes Ion ist, schreiben Sie keine eckigen Klammern um das Chromat (VI) - Ion - mehr als Sie würden um ein Sulfat oder Carbonat-Ion. Verwenden Sie die BACK-Taste in Ihrem Browser, um zu dieser Seite zurückzukehren. Einige Chrom (VI) - Chemie Das Chromat (VI) - Dichromat (VI) Gleichgewicht Sie sind wahrscheinlich mit dem Orangendichromat (VI) - Ion, Cr 2 O 7 2- vertraut. Als das gelbe Chromat (VI) - Ion CrO 4 2-. Der Wechsel zwischen ihnen ist einfach: Wenn Sie der gelben Lösung verdünnte Schwefelsäure hinzufügen, wird sie orange. Wenn Sie der orange Lösung Natronlauge zufügen, wird sie gelb. Anmerkung: Wenn Sie gerade die gelben Chromat (VI) - Ionen durch Oxidation von Chrom (III) - Ionen mit Wasserstoffperoxid hergestellt haben, können Sie sie in Dichromat (VI) - Ionen umwandeln, ohne vorher Vorsichtsmaßnahmen zu treffen. In Gegenwart von Säure reagieren Dichromat (VI) - Ionen mit jeglichem Wasserstoffperoxid, das in der Lösung aus der ursprünglichen Reaktion zurückbleibt. Um dies zu verhindern, erwärmen Sie die Lösung einige Zeit, um das Wasserstoffperoxid in Wasser und Sauerstoff zu zersetzen, bevor die Säure zugegeben wird. Die Gleichgewichtsreaktion am Herzen der Interkonversion ist: Wenn man dazu zusätzliche Wasserstoffionen hinzufügt, verschiebt sich das Gleichgewicht nach rechts. Dies steht im Einklang mit dem Le Chateliers-Prinzip. Hinweis: Wenn Sie arent vertraut mit Le Chateliers Principle. Sollten Sie diesem Link folgen und lesen Sie den ersten Teil dieser Seite über die Wirkung der Konzentration auf die Position des Gleichgewichts. Verwenden Sie die BACK-Taste in Ihrem Browser, um zu dieser Seite zurückzukehren. Beim Hinzufügen von Hydroxidionen reagieren diese mit den Wasserstoffionen. Die Gleichgewichtspunkte nach links, um sie zu ersetzen. Herstellung von Kaliumdichromat (VI) - Kristallen Kaliumdichromatkristalle können durch eine Kombination der bereits auf dieser Seite betrachteten Reaktionen hergestellt werden. Ausgehend von einer Chrom (III) - Ionenquelle wie Chrom (III) - chloridlösung: Man gibt Kaliumhydroxidlösung zu, um zunächst einen graugrünen Niederschlag und dann die dunkelgrüne Lösung mit Cr (OH) 6 -3-Ionen zu erhalten. Dies wird im Detail weiter oben auf der Seite beschrieben. Beachten Sie, dass Sie Kaliumhydroxid verwenden müssen. Wenn Sie Natriumhydroxid verwendet haben, würden Sie schließlich mit Natriumdichromat (VI) enden. Jetzt oxidieren Sie diese Lösung durch Erwärmen mit Wasserstoffperoxid-Lösung. Die Lösung wird gelb, wenn Kaliumchromat (VI) gebildet wird. Diese Reaktion wird auch weiter oben auf der Seite beschrieben. Es bleibt nur noch, die gelbe Kaliumchromat (VI) - Lösung in eine orangefarbene Kaliumdichromat (VI) - Lösung umzuwandeln. Sie können daran denken, dass dies durch Zugabe von Säure erfolgt. Dies ist oben beschrieben, wenn Sie vergessen haben. Leider gibt es hier ein Problem. Kaliumdichromat reagiert mit überschüssigem Wasserstoffperoxid, um anfänglich eine instabile tiefblaue Lösung zu ergeben, und schließlich gibt es die ursprünglichen Chrom (III) - Ionen wieder. Um dies zu umgehen, müssen Sie zunächst überschüssiges Wasserstoffperoxid zerstören. Dies erfolgt durch Kochen der Lösung. Wasserstoffperoxid zersetzt sich beim Erhitzen zu Wasser und Sauerstoff. Die Lösung wird gekocht, bis keine Luftblasen mehr entstehen. Die Lösung wird weiter erhitzt, um sie zu konzentrieren, und dann wird konzentrierte Ethansäure zugegeben, um sie zu versäuern. Bei der Abkühlung entstehen orange Kristalle von Kaliumdichromat. Die Reduktion von Dichromat (VI) - Ionen mit Zink und sauren Dichromat (VI) - Ionen (z. B. in Kaliumdichromat (VI) - Lösung) kann zu Chrom (III) - Ionen und dann zu Chrom (II) - Ionen unter Verwendung von Zink und Zink reduziert werden Entweder verdünnte Schwefelsäure oder Salzsäure. Wasserstoff wird aus einer Nebenreaktion zwischen dem Zink und der Säure erzeugt. Dies muss erlaubt werden, zu entkommen, aber Sie müssen Luft aus der Reaktion zu halten. Sauerstoff in der Luft oxidiert schnell Chrom (II) zu Chrom (III). Eine einfache Möglichkeit, dies zu tun ist, um ein wenig Baumwolle Wolle in der Spitze des Kolbens (oder Reagenzglas), die Sie verwenden. Dies ermöglicht, dass der Wasserstoff entweicht, aber stoppt den Großteil der Luft, die gegen die Strömung des Wasserstoffs eindringt. Der Grund für die invertierten Kommas um das Chrom (III) - Ion besteht darin, dass dies eine Vereinfachung ist. Die genaue Natur des Komplexions hängt davon ab, welche Säure Sie im Reduktionsprozess verwenden. Dies wurde bereits oben auf der Seite diskutiert. Sie finden auch Variationen über seine Formel. Zum Beispiel: Die erste dieser Formeln ist nur die anderen von zwei geteilt und umgeordnet ein wenig. Persönlich bevorzuge ich die zweite, weil es leichter zu verstehen, was los ist. Chrome Alaun ist bekannt als ein Doppelsalz. Wenn Sie Lösungen von Kaliumsulfat und Chrom (III) - sulfat so mischen, dass ihre molaren Konzentrationen gleich sind, verhält sich die Lösung genau so, wie Sie von einer solchen Mischung erwarten würden. Es liefert die Reaktionen von Chrom (III) - Ionen, von Kaliumionen und von Sulfationen. Wenn man es jedoch kristallisiert, kristallisiert die Lösung, anstatt Mischkristalle aus Kaliumsulfat und Chrom (III) - sulfat zu erhalten, als einzelne tiefe Purpurkristalle. Diese sind quotchrome Alumquot. Chrom-Alaun-Kristalle können durch Reduzieren der angesäuerten Kaliumdichromat (VI) - Lösung unter Verwendung von Ethanol hergestellt werden, und dann wird die erhaltene Lösung kristallisiert. Angenommen, Sie verwenden einen Überschuss an Ethanol, wird das wichtigste organische Produkt Ethanal - und wir haben bereits gesehen, diese Gleichung oben: Diese ionische Gleichung offenbart offensichtlich nicht die Zuschauer-Ionen, Kalium und Sulfat. Wenn man in die obere Zeile auf der rechten Seite der Gleichung schaut, sieht man, dass das Chrom (III) - sulfat und das Kaliumsulfat in genau den richtigen Anteilen hergestellt werden, um das Doppelte zu machen Salz. Was Sie dann tun, ist dies: Anmerkung: Ich gebe nicht Quantitäten und genaue Bedingungen - es gibt praktische und Sicherheitsbetrachtungen, die mich widerstrebend tun lassen. Wenn Sie genaue Details wollen, sind sie schwer zu finden. Sie beginnen mit einer Lösung von Kaliumdichromat (VI), dem einige konzentrierte Schwefelsäure zugesetzt wurde. Die Lösung wird dann durch Stehenlassen in Eis gekühlt. Ein Überschuß Ethanol wird langsam unter Rühren zugegeben, so daß die Temperatur nicht zu hoch ansteigt. Hinweis: Wenn die Lösung zu warm wird, erhalten Sie eine Ligandenaustauschreaktion zwischen Wassermolekülen, die an die erzeugten Chrom (III) - Ionen und Sulfat-Ionen in der Lösung gebunden sind. Dies führt zu der grüneren Form von Chrom (III) - sulfat, die weiter oben auf der Seite beschrieben ist. Um Chrom-Alaun-Kristalle zu machen, müssen Sie dies zu stoppen. Nach Zugabe des gesamten Ethanols wird die Lösung über Nacht, vorzugsweise im Kühlschrank, zur Kristallisation belassen. Die Kristalle können von der restlichen Lösung abgetrennt, mit wenig reinem Wasser gewaschen und anschließend mit Filterpapier getrocknet werden. Verwendung von Kaliumdichromat (VI) als Oxidationsmittel in Titrationen Kaliumdichromat (VI) wird häufig verwendet, um die Konzentration von Eisen (II) - Ionen in Lösung abzuschätzen. Es dient als Alternative zur Verwendung von Kaliummanganat (VII) - Lösung. Anmerkung: Kaliummanganat (VII) Titrationen sind vollständig auf der Seite über Manganchemie beschrieben. Es gibt Vor - und Nachteile bei der Verwendung von Kaliumdichromat (VI). Als primärer Standard kann Kaliumdichromat (VI) verwendet werden. Das bedeutet, dass es zu einer stabilen Lösung mit genau bekannter Konzentration hergestellt werden kann. Das ist nicht wahr von Kaliummanganat (VII). Kaliumdichromat (VI) kann in Gegenwart von Chloridionen (solange die Chloridionen in sehr hoher Konzentration vorhanden sind) verwendet werden. Kaliummanganat (VII) oxidiert Chlorid-Ionen zu Chlor-Kaliumdichromat (VI) ist nicht ziemlich stark genug Oxidationsmittel, dies zu tun. Das bedeutet, dass Sie nicht erhalten unerwünschte Nebenreaktionen mit der Kaliumdichromat (VI) soution. Der Hauptnachteil liegt in der Farbveränderung. Kaliummanganat (VII) - Titrationen sind selbstindikativ. Beim Durchführen der Kaliummanganat (VII) - Lösung in die Reaktion wird die Lösung farblos. Sobald Sie so viel wie einen Tropfen zu viel hinzufügen, wird die Lösung rosa - und Sie wissen, dass Sie den Endpunkt erreicht haben. Leider wird Kaliumdichromat (VI) - Lösung grün, wenn Sie es in die Reaktion laufen, und es gibt keine Möglichkeit, dass Sie möglicherweise die Farbänderung erkennen, wenn Sie einen Tropfen überschüssige orange Lösung in einer stark gefärbten grünen Lösung haben. Mit Kaliumdichromat (VI) - Lösung müssen Sie einen separaten Indikator, als Redox-Indikator bekannt zu verwenden. Diese verändern sich in Gegenwart eines Oxidationsmittels. Es gibt mehrere solcher Indikatoren - wie Diphenylaminsulfonat. Dies ergibt eine violettblaue Farbe in Gegenwart von überschüssiger Kaliumdichromat (VI) - Lösung. Jedoch wird die Farbe durch das ebenfalls vorhandene starke Grün erschwert. Der Endpunkt einer Kaliumdichromat (VI) - Titration ist nicht so leicht zu erkennen wie der Endpunkt eines Kaliummanganats (VII). Die Halbwertsgleichung für das Dichromat (VI) - Ion lautet: für die Eisen (II) - Ionen lautet die Kombination: Man erkennt, daß die Reaktionsverhältnisse 1 Mol Dichromat (VI) - Ionen zu 6 Mol Eisen sind (II ) Ionen. Sobald Sie festgestellt haben, dass die Titration Berechnung wird genau wie jeder andere sein. Determinierung von Eisen mit Kaliumdichromat: Redox-Indikatoren Theorie Als Oxidationsmittel hat Dichromat einige Vorteile gegenüber Permanganat, aber, da es weniger stark ist, seine Verwendung Ist viel begrenzter. Es ist in einem Zustand hoher Reinheit erhältlich und kann als ein primärer Standard verwendet werden. Lösungen von Dichromat in Wasser sind unbegrenzt stabil. Die halbe Reaktion für das Dichromatsystem ist: Cr 2 O 7 2- 14H 6e - rarr 2Cr 3 7H 2 O Edeg 1,33 V Die wichtigste Anwendung von Dichromat liegt in seiner Reaktion mit Eisen (II), in dem es häufig zu Permanganat bevorzugt wird . Die relevante Halbreaktion ist. Fe 2 rarr Fe 3 e - Edeg -0,77 V und die gesamte Reaktion ist: Cr 2 O 7 2-6 Fe 2 14H rarr 2Cr 3 6 Fe 3 7H 2 O Edeg 0,56 V Im Gegensatz zu Permanganat benötigen Dichromat-Titrationen einen Indikator. Es gibt drei Indikatoren, die für die Titration von Fe 2 mit K 2 Cr 2 O 7 verwendet werden können. Dies sind Diphenylamin, Diphenylbenzidin und Diphenylaminsulfonat. Der Farbwechsel für alle drei Indikatoren ist grün bis violett und die Standard-Elektrodenpotentiale sind alle ca. 0,78 V. Nach Kolthoff und Sandell sollte dies zwischen den Elektrodenpotentialen der beiden Reduktionsreaktionen liegen. Da dies nicht der Fall ist, wird Phosphorsäure hinzugefügt, um das Elektrodenpotential für die Fe & sub3; rarr Fe & sub2; - Reaktion durch Stabilisierung des Eisen (III) - Ions zu reduzieren. Verfahren Eine Standard-Dichromatlösung wird hergestellt, indem eine genau abgewogene Probe von etwa 0,4 g in Wasser aufgelöst und in einem Messkolben auf 100 cm³ aufgefüllt wird. In Flaschen oder Becher werden genau duplizierte Portionen von etwa 0,7 g des bereitgestellten Eisen (II) - Feststoffs M eingewogen. Man gibt 30 cm³ dil. Schwefelsäure, 100 cm³ Wasser, 7 cm³ 85 Phosphorsäure und 5 Tropfen Diphenylaminsulfonat-Indikator. Titrieren Sie mit Dichromat zu einer purpurfarbenen Farbe. Berechnen Sie den Prozentsatz an Eisen im Festkörper M. Fragen Wie könnten Sie sonst die Endpunkte in Dichromat - und Permanganat-Titrationen bestimmen? Ein Feststoff enthält Eisen (III). Umrechnungen, wie man den Eisengehalt mit Hilfe einer Redox-Titration bestimmen kann. Zurück zu Chemie, UWI-Mona, Startseite Copyright copyright 2008 by Das Institut für Chemie UWI, Jamaika, alle Rechte vorbehalten. Erstellt und gepflegt von Prof. Robert J. Lancashire. Die Abteilung für Chemie, Universität der Westindische Inseln, Mona Campus, Kingston 7, Jamaika. Erstellt Okt 2002. Links überprüft und zuletzt geändert am 27. Oktober 2008. URL wwwchem. uwimona. edu. jmlabmanualsc10expt31.html
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