лемент хром расположен в четвертом периоде и побочной подгруппе VI группы Периодической системы. Атом хрома имеет электронную конфигурацию . Обратите внимание на провал электрона: подобно другим элементам шестой группы в соединениях хром проявляет максимальную степень окисления +6, однако наиболее устойчив в более низкой степени окисления +3.
Элемент хром был обнаружен в природном минерале в конце XVIII века. Тогда же были получены его соли, яркая и разнообразная окраска которых и объясняет данное элементу название – оно происходит от греческого слова "chroma" - цвет, краска.
Нахождение в природе и получение
В природе встречается преимущественно в виде двойного оксида – хромистого железняка , переработкой которого и получают металл. Восстановление хромистого железняка углем в электрических дуговых печах приводит к феррохрому – сплаву железа и хрома:
Объяснение:
) Электролиз медного купороса на угольных электродах:
Стандартный электродный потенциал системы Cu2+ + 2 = Cu0 (+0,34 В) значительно положительнее потенциала водородного электрода в кислой среде (0,00 В). В этом случае при электролизе соли на угольных электродах, на катоде будет происходить электрохимическое восстановление меди Cu2+:
Cu2+ + 2 = Cu0
На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода:
2Н2О - 4 = О2↑ + 4Н+,
поскольку, отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (+1,23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (+2,01 В), характеризующий систему: 2SO42- - 2 = 2S2O82-. Ионы SO42-, движущиеся при этом к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве.
б) Электролиз медного купороса в случае медного анода:
При электролизе медного купороса на медном аноде на катоде будет электрохимическое восстановление меди Cu2+. На аноде будет происходить электрохимическое окисление меди, приводящее к выделению в анодное пространство ионов Cu2+, поскольку отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (+0,34 В) значительно ниже, чем стандартный потенциал (+1,23 В), характеризующий систему
2Н2О - 4 = О2↑ + 4Н+
т. е. в данном случае при электролизе будет происходить растворение медного анода и отложение меди на катоде. Электрохимические процессы при данном типе электролиза:
Катод: Cu2+ + 2 = Cu0;
Анод: Cu0 - 2 = Cu2+
в) Вычисление выхода меди по току.
Массу теоретического выхода меди вычислим из уравнения Фарадея, имея в виду, что 15 мин = 900 с и МЭ(Cu) = 31,77 г/моль, I = 2,5 A, получим:
m(Cu) = МЭ(В) . I . t/F = 31,77 . 2,5 . 900/96500 = 0,74 г.
Здесь m(B) – масса выделившегося вещества, г; МЭ(В) – масса эквивалента вещества, г/моль; I – сила тока, А; t – время, с; F – число Фарадея, 96500 Кл/моль.
Выход по току (отношение массы выделившегося вещества к теоретически возможной) равен:
m% = (0.72 . 100)/0,74 = 97,3%
ответ: m% = 97,3%.
Объяснение:
горение этилена
C2H4 + 3O2 → 2CO2 + 2H2O
пропилена
2СН2=СН-СН3 + 9О2 → 6СО2 + 6Н2О
реакция этилена с бромной водой
C2H4 + Br2 → CH2Br-CH2Br
Бромная вода очень быстро обесцвечивается, та как Br присоединяется к этилену (по месту двойной связи).
реакция пропилена с бромной водой
СН2=СН-СН3 +Br2 → CH2Br-CHBr-CH3
CH2=CH2 +2KMnO4 + 4H2O → 3CH2(OH)—CH2(OH)+2MnO2 + 2KOH
Пропилен окисляется перманганатом калия в водной среде, что сопровождается обесцвечиванием раствора KMnO4 и образованием гликолей
СН2=СН-СН3 +KMnO4 + H2O → CH3-CH(OH)—CH2(OH)+MnO2 + KOH