Дихромат калия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

У этого термина существуют и другие значения, см. хромпик.

Дихромат калия
({{{картинка3D}}})
({{{изображение}}})
Систематическое наименование	Дихромат калия
Традиционные названия	Бихромат калия, двухромовокислый калий, хромпик
Хим. формула	K2Cr2O7
Состояние	оранжевые кристаллы
Молярная масса	294,19 г/моль
Плотность	2,676 г/см³
Температура
• плавления	396 °C
• кипения	500 °C
• разложения	500 °C
Энтальпия
• образования	−2033 кДж/моль
Растворимость
• в воде	4,9 г/100 мл
Координационная геометрия	Тетраэдральная
Кристаллическая структура	Триклинная
Рег. номер CAS	7778-50-9
PubChem	24502
Рег. номер EINECS	231-906-6
SMILES
InChI
RTECS	HX7680000
ChEBI	53444
ChemSpider	22910
ЛД50	25 мг/кг (крысы, орально)
Токсичность	высокотоксичен, канцероген, мутаген, аллерген, сильный окислитель
Пиктограммы СГС
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Дихрома́т ка́лия (двухромовокислый калий, бихромат калия, техн.

хро́мпик) — неорганическое соединение, калиевая соль дихромовой кислоты с химической формулой K₂Cr₂O₇, имеет вид оранжевых кристаллов. Обладает сильными окислительными свойствами, в связи с чем широко применяется в химии, фотографии, пиротехнике и различных областях промышленности. Высокотоксичен и канцерогенен.

Иногда хромпиком также называют дихромат натрия (Na₂Cr₂O₇).

Оранжевые кристаллы с температурой плавления 396 °C. Разлагается при нагреве выше 500 °C. Растворим в воде (г / 100 г): 4,6 (0 °C), 15,1 (25 °C), 37,7 (50 °C), незначительно растворим в этаноле. Сильный окислитель^[1].

В кислой среде восстанавливается до солей хрома (III)^[1]. Например, он окисляет галогенид-ионы галогенводородных кислот до свободных галогенов:

K2Cr2O7+14HCl→2CrCl3+3Cl2+2KCl+7h3O{\displaystyle {\mathsf {K_{2}Cr_{2}O_{7}+14HCl\rightarrow 2CrCl_{3}+3Cl_{2}+2KCl+7H_{2}O}}}

Также в кислой среде при pH 3,0—3,5 обладает способностью окислять металлическое серебро^[2]:

6Ag+Cr2O72−+14H+→−6e−6Ag++2Cr3++7h3O{\displaystyle 6Ag+Cr_{2}O_{7}^{2-}+14H^{+}{\ce {->[-6e^-]}}6Ag^{+}+2Cr^{3+}+7H_{2}O}

Кристаллический дихромат калия при нагревании с серой и углеродом восстанавливается до оксида хрома (III)^[1]:

K2Cr2O7+S→Cr2O3+K2SO4{\displaystyle {\mathsf {K_{2}Cr_{2}O_{7}+S\rightarrow Cr_{2}O_{3}+K_{2}SO_{4}}}}

2K2Cr2O7+3C→2Cr2O3+2K2CO3+CO2{\displaystyle {\mathsf {2K_{2}Cr_{2}O_{7}+3C\rightarrow 2Cr_{2}O_{3}+2K_{2}CO_{3}+CO_{2}}}}

Водные растворы дихромата калия обладают дубящими свойствами, в частности, задубливают желатину^[2].

Получают действием хлорида калия на дихромат натрия:

2KCl+Na2Cr2O7→K2Cr2O7+2NaCl{\displaystyle {\mathsf {2KCl+Na_{2}Cr_{2}O_{7}\rightarrow K_{2}Cr_{2}O_{7}+2NaCl}}}

Применяется при производстве красителей, при дублении кож и овчин, как окислитель в спичечной промышленности, пиротехнике, фотографии, живописи. Раствор хромпика в серной кислоте (т. н. хромовую смесь) применяют для мытья стеклянной посуды в лабораториях. В лабораторной практике используется в качестве окислителя, в том числе в аналитической химии (хроматометрия).

В чёрно-белой фотографии применяется в качестве отбеливателя для удаления металлического серебра из эмульсии. Не применяется в цветной фотографии, так как для отбеливания требует кислой среды, а при pH ⩽ 4 красители, образовавшиеся в эмульсии при цветном проявлении, обесцвечиваются. Вместо этого в цветной фотографии для отбеливания используются составы на основе гексацианоферрата(III) калия и железной соли трилона Б^[2].

Высокотоксичен^[1], канцерогенен, аллерген, брызги его раствора разрушают кожные покровы, дыхательные пути и хрящевые ткани. Среди соединений шестивалентного хрома наиболее токсичен. ПДК составляет 0,01 мг/м³ (в пересчёте на CrO₃)^[1]. При работе с дихроматом калия необходимо применять защиту органов дыхания и кожи.

• Егоров А.С. Химия: современный курс для подготовки к ЕГЭ. — Ростов-на-Дону: Феникс, 2013. — 699 с. — ISBN 978-5-222-21137-3.
• Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов — 3-е изд., испр — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0
• Редько А. В. Химия фотографических процессов. — СПб. : НПО «Профессионал», 2006. — С. 837—954. — 1464 с. — (Новый справочник химика и технолога / ред. Москвин А. В. ; вып. Общие сведения. Строение вещества. Физические свойства важнейших веществ. Ароматические соединения. Химия фотографических процессов. Номенклатура органических соединений. Техника лабораторных работ. Основы технологии.). — ISBN 978-5-91259-013-9.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Степин Б. Д. Калия дихромат : статья // Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др.. — М. : Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2: Даффа—Меди. — С. 287—288. — 671 с. — ISBN 5-85270-035-5.

Хроматы — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Хроматы — соли хромовой кислоты H₂CrO₄. Устойчивы в нейтральной и щелочной среде, в кислой среде обратимо переходят в дихроматы — соли дихромовой кислоты H₂Cr₂O₇.

Хроматы получают путём сплавления CrO₃ с основными оксидами:

CrO3+ZnO→ZnCrO4{\displaystyle {\mathsf {CrO_{3}+ZnO\rightarrow ZnCrO_{4}}}}

Более распространено окисление соединений Cr³⁺ в щелочных растворах:

2KCrO2+3h3O2+2KOH→2K2CrO4+4h3O{\displaystyle {\mathsf {2KCrO_{2}+3H_{2}O_{2}+2KOH\rightarrow 2K_{2}CrO_{4}+4H_{2}O}}}

2K3[Cr(OH)6]+3Br2+4KOH→2K2CrO4+6KBr+8h3O{\displaystyle {\mathsf {2K_{3}[Cr(OH)_{6}]+3Br_{2}+4KOH\rightarrow 2K_{2}CrO_{4}+6KBr+8H_{2}O}}}

При этом происходит переход зелёной окраски раствора (ион Cr³⁺) в жёлтую (ион CrO₄²⁻).

Хромат-ион при подкислении переходит в дихромат-ион (при этом окраска раствора становится оранжевой), в растворах существует равновесие между хромат- и дихромат-ионами:

2CrO42−+2H+⇄2HCrO4−⇄Cr2O72−+h3O{\displaystyle {\mathsf {2CrO_{4}^{2-}+2H^{+}\rightleftarrows 2HCrO_{4}^{-}\rightleftarrows Cr_{2}O_{7}^{2-}+H_{2}O}}}

Хроматы устойчивы в нейтральной и щелочной среде, а дихроматы — в кислой.

Большинство дихроматов имеет оранжево-красную окраску. Растворимость их, как правило, выше, чем соответствующих хроматов. Почти все дихроматы щелочных, щелочноземельных и тяжёлых металлов хорошо растворимы в воде, малорастворимы дихроматы таллия и серебра.

Дихроматы, как и хроматы, в кислой среде являются сильными окислителями за счёт восстановления Cr(VI) до Cr(III), например:

K2Cr2O7+14HCl→2KCl+2CrCl3+3Cl2↑+7h3O{\displaystyle {\mathsf {K_{2}Cr_{2}O_{7}+14HCl\rightarrow 2KCl+2CrCl_{3}+3Cl_{2}\uparrow +7H_{2}O}}}

При нагревании дихроматы малоустойчивы:

2K2Cr2O7→4KCrO2+3O2{\displaystyle {\mathsf {2K_{2}Cr_{2}O_{7}\rightarrow 4KCrO_{2}+3O_{2}}}}

Хроматы применяют в качестве сильных окислителей, как красящие вещества. Также хроматы используются в качестве средства для мытья лабораторной посуды, так называемая «хромовая смесь». Хроматы калия и натрия применяют в качестве консервантов древесины, как протраву при хранении тканей. Нерастворимые хроматы некоторых металлов обладают яркими, насыщенными цветами, поэтому на их основе делают краски: жёлтые кроны (PbCrO₄, ZnCrO₄, SrCrO₄), красный свинцово-молибденовый крон (PbCrO₄ и MoCrO₄), создающий гамму оттенков от розового до фиолетового SnCrO₄.

Обладающая очень сильным окислительным действием смесь равных объёмов насыщенного на холоду раствора K₂Cr₂O₇ и концентрированной H₂SO₄ (хромовая смесь) применяется в лабораториях для мытья химической посуды.

Все соединения шестивалентного хрома, в том числе хроматы и дихроматы, токсичны и канцерогенны.

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Зефиров Н.С. и др.. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5 (Три-Ятр). — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9.

Cr2O3 + HCl = ? уравнение реакции

В результате взаимодействия оксида хрома (III) с хлороводородной кислотой (Cr2O3 + HCl = ?) происходит образование хлорида хрома (III) и воды. Молекулярное уравнение реакции имеет вид:

   

Запишем ионные уравнения, учитывая, что оксиды и вода на ионы не распадаются, т.е. не диссоциируют.

   

   

Первое уравнение называют полным ионным, а второе – сокращенным ионным.
Хлорид хрома (III) представляет собой тугоплавкие кристаллы фиолетово-красного цвета, разлагающиеся при прокаливании и сублимирующиеся при нагревании в потоке хлора. Хорошо растворяется в холодной воде (но чрезвычайно медленно, растворение ускоряется в присутствии), гидролизуется по катиону. Образует кристаллогидраты состава и .
Хлорид хрома (III) реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель, в растворе восстанавливается атомным водородом, при высокой температуре — водородом, кальцием, хромом. Слабый восстановитель, в растворе окисляется хлорноватой кислотой, перманганатом калия, галогенами, при высокой температуре — фтором. Вступает в реакции обмена и комплексообразования.
Хлорид хрома (III) в промышленных масштабах получают путем хлорирования оксида хрома (III) в присутствии углерода при температуре :