Хромат и дихромат - Википедия - Chromate and dichromate
| |||
| |||
| Имена | |||
|---|---|---|---|
| Систематическое название ИЮПАК Хромат и дихромат | |||
| Идентификаторы | |||
| Характеристики | |||
| CrO2− 4 и Cr 2О2− 7 | |||
| Молярная масса | 115,994 г моль−1 и 215,988 г моль−1 | ||
| Конъюгированная кислота | Хромовая кислота | ||
Если не указано иное, данные для материалов приводятся в их стандартное состояние (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа). | |||
| Ссылки на инфобоксы | |||
Хромат соли содержат хромат-анион, CrO2−
4. Дихромат соли содержат дихромат-анион, Cr
2О2−
7. Они есть оксианионы из хром в 6+ степень окисления и в меру сильные окислители. В водный решение, ионы хромата и дихромата могут быть взаимопревращаемыми.
Химические свойства
Хроматы реагируют с пероксид водорода, давая продукты, в которых перекись, О2−
2, заменяет один или несколько атомов кислорода. В кислотном растворе нестабильный синий пероксокомплекс Перекись оксида хрома (VI), CrO (O2)2, сформирован; это незаряженный ковалентный молекула, которая может быть извлечена в эфир. Добавление пиридин приводит к образованию более стабильного комплекса CrO (O2)2ру.[1]
Кислотно-основные свойства
В водном растворе анионы хромата и дихромата существуют в химическое равновесие.
- 2 CrO2−
4 + 2 часа+ ⇌ Cr
2О2−
7 + H2О
В диаграмма преобладания показывает, что положение равновесия зависит как от pH и аналитическая концентрация хрома.[примечания 1] Хромат-ион является преобладающим видом в щелочных растворах, но дихромат может стать преобладающим ионом в кислых растворах.
Дальнейшие реакции конденсации могут происходить в сильнокислом растворе с образованием трихроматы, Cr
3О2−
10, и тетрахроматы, Cr
4О2−
13. Все полиоксианионы хрома (VI) имеют структуру, состоящую из тетраэдрической CrO4 единицы, разделяющие углы.[2]
Хромат-ион водорода, HCrO4−, это слабая кислота:
- HCrO−
4 ⇌ CrO2−
4 + H+; пKа ≈ 5.9
Он также находится в равновесии с дихромат-ионом:
- 2 HCrO−
4 ⇌ Cr
2О2−
7 + H2О
Это равновесие не связано с изменением концентрации ионов водорода, которое предсказывало бы, что равновесие не зависит от pH. Красная линия на диаграмме преобладания не совсем горизонтальна из-за одновременного равновесия с ионом хромата. Хромат-ион водорода может протонироваться с образованием молекулярного хромовая кислота, H2CrO4, но пKа для равновесия
- ЧАС2CrO4 ⇌ HCrO−
4 + H+
не очень хорошо охарактеризован. Сообщенные значения варьируются от -0,8 до 1,6.[3]
Дихромат-ион является несколько более слабым основанием, чем хромат-ион:[4]
- HCr
2О−
7 ⇌ Cr
2О2−
7 + H+, пK = 1.8
РK Значение этой реакции показывает, что ее можно игнорировать при pH> 4.
Окислительно-восстановительные свойства
Хромат- и дихромат-ионы довольно сильны. окислители. Обычно к атому хрома добавляются три электрона, сокращение до степени окисления +3. В кислотном растворе водный Cr3+ ион производится.
- Cr
2О2−
7 + 14 часов+ + 6 e− → 2 кр3+ + 7 часов2О ε0 = 1,33 В
В щелочном растворе образуется гидроксид хрома (III). В окислительно-восстановительный потенциал показывает, что хроматы являются более слабым окислителем в щелочном растворе, чем в кислотном растворе.[5]
- CrO2−
4 + 4 ЧАС
2О + 3 е− → Cr (ОН)
3 + 5 ОЙ−
ε0 = −0,13 В
Приложения
Примерно 136 000 тонн (150 000 тонн) шестивалентный хром, в основном бихромат натрия, производились в 1985 году.[7] Хроматы и дихроматы используются в хромирование для защиты металлов от коррозии и улучшения адгезии краски. Хроматные и дихроматные соли тяжелые металлы, лантаноиды и щелочноземельные металлы очень слабо растворяются в воде и поэтому используются в качестве пигментов. Пигмент, содержащий свинец хром желтый использовался очень долго, пока экологические нормы не препятствовали его использованию.[6] При использовании в качестве окислителей или титрантов в редокс химическая реакция, хроматы и дихроматы превращаются в трехвалентный хром, Cr3+, соли которых обычно имеют совершенно различный сине-зеленый цвет.[7]
Естественное возникновение и производство
Первичная хромовая руда представляет собой смешанный оксид металлов. хромит, FeCr2О4, обнаруживается в виде хрупких металлических кристаллов или гранул черного цвета. Хромитовая руда нагревается смесью карбонат кальция и карбонат натрия при наличии воздуха. Хром окисляется до шестивалентной формы, а железо образует оксид железа (III), Fe2О3:
- 4 FeCr2О4 + 8 Na2CO3 + 7 O2 → 8 Na2CrO4 + 2 Fe2О3 + 8 СО2
Последующее выщелачивание этого материала при более высоких температурах растворяет хроматы, оставляя остаток нерастворимого оксида железа. Обычно раствор хромата дополнительно обрабатывают для получения металлического хрома, но соль хромата может быть получена непосредственно из раствора.[8]
Хроматсодержащие минералы встречаются редко. Крокоит, PbCrO4, который может образовывать эффектные длинные красные кристаллы, является наиболее часто встречающимся хроматным минералом. Редкие минералы хромата калия и родственные им соединения встречаются в Пустыня Атакама. Среди них - лопезит - единственный известный минерал дихромат.[9]
Токсичность
Все шестивалентный хром соединения токсичный (из-за их окислительной способности) и канцерогенный (МАИР Группа 1 ), особенно если летать и вдыхать[требуется разъяснение ] они вызывают рак легких. Также наблюдались положительные ассоциации между воздействием хром (VI) соединения и рак из нос и носовые пазухи.[10] Использование хроматных соединений в промышленных товарах ограничено в ЕС (и в силу общности рынка в остальном мире) директивой парламента ЕС о Директива об ограничении использования опасных веществ (RoHS) (2002/95 / EC).
Смотрите также
Примечания
- ^ pCr равно минус десятичный логарифм аналитической концентрации хрома. Таким образом, при pCr = 2 концентрация хрома составляет 10−2 Молл.
Рекомендации
- ^ Гринвуд, Норман Н.; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеманн. п. 637. ISBN 978-0-08-037941-8.
- ^ Гринвуд, Норман Н.; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеманн. п. 1009. ISBN 978-0-08-037941-8.
- ^ База данных ИЮПАК SC. Обширная база данных опубликованных данных о константах равновесия комплексов металлов и лигандов.
- ^ Brito, F .; Ascanioa, J .; Mateoa, S .; Hernándeza, C .; Araujoa, L .; Gili, P .; Martín-Zarzab, P .; Domínguez, S .; Медерос, А. (1997). «Равновесие хромата (VI) в кислой среде и ab initio исследования этих видов». Многогранник. 16 (21): 3835–3846. Дои:10.1016 / S0277-5387 (97) 00128-9.
- ^ Холлеман, Арнольд Фредерик; Виберг, Эгон (2001), Виберг, Нильс (ред.), Неорганическая химия, переведенный Иглсоном, Мэри; Брюэр, Уильям, Сан-Диего / Берлин: Academic Press / De Gruyter, ISBN 0-12-352651-5.
- ^ а б Воробек, Мэри Дивайн; Хог, Шерил (1992). Руководство по контролю за токсичными веществами: Федеральное регулирование химических веществ в окружающей среде. BNA Книги. п. 13. ISBN 978-0-87179-752-0.
- ^ а б Гнев, Герд; Хальстенберг, Йост; Хохгешвендер, Клаус; Шерхаг, Кристоф; Коралл, Ульрих; Кнопф, Герберт; Шмидт, Питер; Олингер, Манфред (2005). «Соединения хрома». Энциклопедия промышленной химии Ульмана. Вайнхайм: Wiley-VCH. Дои:10.1002 / 14356007.a07_067.
- ^ Папп, Джон Ф .; Липин Брюс Р. (2006). «Хромит». Промышленные полезные ископаемые и горные породы: сырьевые товары, рынки и использование (7-е изд.). SME. ISBN 978-0-87335-233-8.
- ^ «Шахты, полезные ископаемые и многое другое». www.mindat.org.[страница нужна ]
- ^ МАИР (2012) [17-24 марта 2009 г.]. Том 100C: мышьяк, металлы, волокна и пыль (PDF). Лион: Международное агентство по изучению рака. ISBN 978-92-832-0135-9. Получено 2020-01-05.
Есть достаточные доказательства у людей из-за канцерогенности соединений хрома (VI). Соединения хрома (VI) вызывают рак легких. Также наблюдалась положительная связь между воздействием соединений хрома (VI) и раком носа и носовых пазух. Есть достаточные доказательства у экспериментальных животных на канцерогенность соединений хрома (VI). Соединения хрома (VI) являются канцерогенный для человека (Группа 1).