Дихромат калия

Дихромат калия
Общие
Систематическое наименование	Дихромат калия
Традиционные названия	Бихромат калия, двухромовокислый калий, хромпик
Хим. формула	K2Cr2O7
Физические свойства
Состояние	оранжевые кристаллы
Молярная масса	294,19 г/моль
Плотность	2,676 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления	396 °C
• кипения	500 °C
• разложения	500 °C
Энтальпия
• образования	−2033 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	4,6 (0 °C) 15,1 (25 °C) 37,7 (50 °C)
Структура
Координационная геометрия	Тетраэдральная
Кристаллическая структура	Триклинная
Классификация
Рег. номер CAS	7778-50-9
PubChem	24502
Рег. номер EINECS	231-906-6
SMILES	[O-][Cr](=O)(=O)O[Cr](=O)(=O)[O-].[K+].[K+]
InChI	InChI=1S/2Cr.2K.7O/q;;2*+1;;;;;;2*-1 KMUONIBRACKNSN-UHFFFAOYSA-N
RTECS	HX7680000
ChEBI	53444
ChemSpider	22910
Безопасность
Предельная концентрация	0,01 мг/м³
ЛД50	25 мг/кг (крысы, орально)
Токсичность	высокотоксичен, канцероген, мутаген, аллерген, сильный окислитель
Краткие характер. опасности (H)	H272, H301, H312, H314, H317, H330, H334, H335, H340, H350, H360Fd, H372, H410
Меры предостор. (P)	P201, P273, P280, P301+P310, P305+P351+P338
Сигнальное слово	опасно
Пиктограммы СГС
NFPA 704	0 4 1 OX
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Дихромат калия в фиале

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 во всех сферах химии, а также в фотографии, пиротехнике и различных областях промышленности. Высокотоксичен и канцерогенен.

Иногда хромпиком также называют смесь дихромата калия с концентрированной серной кислотой (хотя это неверно, см. далее), или дихромат натрия (Na₂Cr₂O₇).

Физические и химические свойства

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.

В водной среде существует в равновесии с другими полиоксохроматами, причём равновесие сильно сдвигается в сторону образования хромата в щелочной среде, а в кислой — наоборот:

${\ce {CrO4^2- <=>[H^+][OH^-] Cr2O7^2-}}$

На практике это хорошо заметно: при добавлении щёлочи к раствору дихромата цвет моментально меняется с оранжевого на жёлтый, при подкислении — наоборот.

В кислой среде окислительные свойства дихромата выражены наиболее сильно. В процессе окислительно-восстановительной реакции ионы дихромата восстанавливаются до фиолетовых или зелёных (в зависимости от координационного окружения) солей хрома(III)[1] Например, дихромат калия окисляет галогенид-ионы галогенводородных кислот (кроме плавиковой — фтороводородной) до свободных галогенов:

${\mathsf {K_{2}Cr_{2}O_{7}+14HCl\rightarrow 2CrCl_{3}+3Cl_{2}\uparrow +2KCl+7H_{2}O}}$

Или окисляет муравьиную кислоту до углекислого газа:

${\ce {K2Cr2O7 + 3HCOOH + 4H2SO4 -> K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7H2O + 3CO2}}$

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

${\mathsf {6Ag+Cr_{2}O_{7}^{2-}+14H^{+}+6e^{-}\rightarrow 6Ag^{+}+2Cr^{3+}+7H_{2}O}}$

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

${\mathsf {K_{2}Cr_{2}O_{7}+S\rightarrow Cr_{2}O_{3}+K_{2}SO_{4}}}$

${\mathsf {2K_{2}Cr_{2}O_{7}+3C\rightarrow 2Cr_{2}O_{3}+2K_{2}CO_{3}+CO_{2}\uparrow }}$

Дихромат калия — исходное вещество для получения хромокалиевых квасцов. Их тёмно-фиолетовые кристаллы образуются в результате восстановления сернистым газом или этиловым спиртом раствора бихромата, подкисленного серной кислотой:

${\mathsf {K_{2}Cr_{2}O_{7}+3SO_{2}+H_{2}SO_{4}+23H_{2}O\rightarrow 2KCr(SO_{4})_{2}*12H_{2}O\downarrow }}$

${\mathsf {K_{2}Cr_{2}O_{7}+3C_{2}H_{5}OH+4H_{2}SO_{4}+17H_{2}O\rightarrow 2KCr(SO_{4})_{2}*12H_{2}O\downarrow +3CH_{3}COH}}$

Водные растворы дихромата калия обладают дубящими свойствами, в частности, задубливают желатину.

Дихромат калия в кислой среде легко окисляет многие органические соединения, например, алкены, алкины, углерод в альфа-положении к бензольному кольцу и другие группировки до максимально возможной степени окисления с образованием кетонов, карбоновых кислот или углекислого газа.

В сильнокислой среде превращается в ангидрид соответствующей (дихромовой) кислоты — триоксид хрома, который выпадает в виде тёмно-красного осадка:

${\ce {K2Cr2O7 + H2SO4 -> 2CrO3v + K2SO4 + H2O}}$

Получение

Действие хлорида калия на дихромат натрия:

${\mathsf {2KCl+Na_{2}Cr_{2}O_{7}\rightarrow K_{2}Cr_{2}O_{7}+2NaCl}}$

Подкисление раствора хромата калия:

${\mathsf {2K_{2}CrO_{4}+H_{2}SO_{4}\rightarrow K_{2}Cr_{2}O_{7}+K_{2}SO_{4}+H_{2}O}}$

Применение

Применяется при производстве красителей, при дублении кож и овчин, как окислитель в спичечной промышленности, пиротехнике, фотографии, живописи. Хромпик калиевый добавляют в охлаждающую жидкость для предохранения двигателя от коррозии и накипеобразования. Раствор хромпика в серной кислоте (так называемую 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.

Безопасность

Высокотоксичен, 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). При работе с дихроматом калия необходимо применять защиту органов дыхания и кожи.

Литература

• Егоров А. С. Химия: современный курс для подготовки к ЕГЭ. — Ростов-н/Д: 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. А. В. Москвин ; 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.: Б. П. Никольский и др. — 2-е изд., испр. — М.—Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Справочник химика / Редкол.: Б. П. Никольский и др. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Степин Б. Д. Калия дихромат : статья // Химическая энциклопедия / Редкол.: И. Л. Кнунянц и др. — М. : Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2: Даффа — Меди. — С. 287—288. — 671 с. — ISBN 5-85270-035-5.
• Неорганическая химия / под ред. Ю. Д. Третьякова. — М.: Академия, 2007. — Т. 3. — 352 с.